Химия Учебник 9 класс Жилин часть 1

ФГОС Д.М. Жилин ХИМИЯ ©ИЗДАТЕЛЬСТВО Д. М. Жилин химия Учебник для 9 класса в 2-х частях Часть 1 Под редакцией академика РАН Н.С. Зефирова Рекомендовано Министерством образования Российской Федерации к использованию в образовательном процессе в образовательных учреждениях, реализующих образовательные программы общего образования Москва БИНОМ. Лаборатория знаний 2012 УДК 54(075.3) ББК 24.1я721 Ж72 Жилин Д. М. Ж72 Химия : учебник для 9 класса ; в 2 ч. Ч. 1 / Д. М. Жилин.— М. : БИНОМ. Лаборатория знаний, 2012. — 223 с. : ил., [32] с. цв. вкл. ISBN 978-5-9963-1123-1 (Ч. 1) ISBN 978-5-9963-0905-4 Учебник для 9 класса входит в состав УМК по химии для общеобразовательных школ. В учебнике изложены основные понятия и законы химии, а также основы общей, неорганической и органической химии. Учебник выходит в двух частях. В части 1 рассмотрены основные химические понятия, основы общей и неорганической химии. Даны представления о химических производствах, рассмотрены энергетика и скорость химических реакций, а также окислительновосстановительные реакции. Большое внимание уделено работе с инфор.мационными образовательными ресурсами, формированию практических навыков в химическом эксперименте, использованию полученных знаний на практике. Соответствует федеральному государственному образовательному стандарту основного общего образования (2010 г.). Для учащихся средних общеобразовательных школ. УДК 54(075.3) ББК 24.1я721 Учебное издание Жилин Денис Михайлович ХИМИЯ Учебник для 9 класса В двух частях Часть первая Научный редактор канд. хим. наук Т. И. Почкаева Ведущий редактор канд. биол. наук Т. Е. Толстихина Редактор Л. Я. Коробкова Методисты А. А. Елизаров, И. В. Барышова, А. Ю. Пентин Художники С. Инфантэ, Н. А. Новак Технический редактор Е. В. Денюкова Корректор Е. Н. Клитина Оригинал-макет подготовлен О.Г.Лапко в пакете КЧГбХ2£ Подписано в печать 19.06.12. Формат 70x100/16. Уел. печ. л. 18,20. Тираж 5000 экз. Заказ 4907 Издательство «БИНОМ. Лаборатория знаний* 125167, Москва, проезд Аэропорта, д. 3 Телефон: (499) 157-5272 e-mail: [email protected] https://www.Lbz.ru, https://metodist.Lbz.ru При участии ООО Агентство печати «Столица» тел.: (495) 331-14-38; e-mail: [email protected] Отпечатано в ОАО «Первая Образцовая типография», филиал «УЛЬЯНОВСКИЙ ДОМ ПЕЧАТИ». 432980, г. Ульяновск, ул. Гончарова. 14 ISBN 978-5-9963-1123-1 (Ч. 1) ISBN 978-59963-0905-4 (с) БИНОМ. Лаборатория знаний, 2012 ПРЕДИСЛОВИЕ Этот учебник продолжает знакомить вас с основами химии. Вы уже знаете, что такое вещество и химическая реакция, умеете составлять простейшие уравнения реакций, знаете, какие бывают классы веществ, как устроен атом и как атомы связываются друг с другом. В девятом классе вы узнаете, как атомы и связи между ними определяют свойства веществ, научитесь определять, какие реакции могут идти, а какие — не могут. Кроме того, вы познакомитесь с несколькими новыми типами реакций и узнаете о химических свойствах некоторых элементов. Заключительный раздел ♦Химия жизни» научит, как применять полученные теоретические знания в повседневной жизни. В этом учебнике изложены только базовые положения химии. Огромные пласты знаний и многие тонкости и детали этой науки просто невозможно было вместить в ограниченный объём учебника. Однако полученные вами в 8 и 9 классах знания помогут при необходимости освоить дополнительные темы и вникнуть в детали. Читайте, думайте, экспериментируйте и помните: вещества никому ничего не должны. КАК ПОЛЬЗОВАТЬСЯ УЧЕБНИКОМ Этот учебник построен по тому же принципу, что и учебник 8 класса. Здесь есть основной текст, сопровождаемый контрольными вопросами, ключевыми заданиями и заданиями для самопроверки,— отвечать на них нужно в процессе чтения. На вопросы рекомендуется отвечать устно, а задания имеет смысл выполнять письменно. Чтобы лучше понять содержание, стоит обратить внимание на примеры в тексте. В начале параграфа приведены понятия, которые рекомендуется повторить для успешного восприятия нового материала, и задано несколько вопросов, чтобы себя проверить. В курсе 9 класса появляется довольно много уравнений химических реакций. Некоторые следует уметь записывать самостоятельно (они отмечены значком другие же даны лишь для иллюстрации. В некоторых параграфах приведены описания опытов. Они помогут лучшему усвоению теоретического материала. Опыты, лабораторные и практические работы, в которых требуется письменный отчёт, приведены в лабораторном журнале. Ведь химия — наука экспериментальная! Предполагается, что вы проделаете эти опыты на уроке или их покажет учитель. Однако даже если этого по какой-либо причине не произойдёт, здесь всегда присутствует описание того, что наблюдается, часто с соответствующими иллюстрациями. Предупреждения об опасности и знаки техники безопасности вынесены на поля рядом с опытом, к которому относятся. На с. 8 указаны специгшьные знаки безопасности. Некоторые опыты следует проводить в очках. В конце параграфа предусмотрены ключевые задания, которые помогут вам понять и усвоить самое главное в содержании параграфа, подготовиться к итоговой аттестации. 3 Как пользоваться учебником Вся ключевая информация и определения понятий выделены цветными линиями. Определения нужно понимать и уметь ими пользоваться, иначе дальнейшее изложение будет непонятно. Для задач приведены алгоритмы решений. К ним стоит обращаться, только если вы не можете решить задачу, опираясь на изученный материал (текст учебника). Тогда нужно решать соответствующую задачу, имея под рукой алгоритм и заглядывая в него при затруднениях. Решив задачу с помощью алгоритма, попробуйте решить аналогичную, но уже не заглядывая в алгоритм. Заучивать алгоритмы категорически не следует — потренировавшись решать по алгоритму, вы должны научиться справляться с подобными типами задач самостоятельно. После каждого параграфа есть контрольные вопросы, на которые следует ответить дома (устно). Вся информация, необходимая для ответа, содержится в этом же параграфе. Далее предлагаются домашние задания, которые нужно выполнять письменно. Как правило, они аналогичны заданиям в основном тексте, кроме заданий повышенной сложности (отмечены звёздочкой (*)). Для расчётных заданий в конце книги приведены ответы. В конце каждого параграфа даны ссылки на цифровые образовательные ресурсы (ЦОР), которые помогут вам в изучении параграфов. Кроме того, существует целый ряд ресурсов, в которых можно черпать обширную химическую информацию. Они приведены ниже. Ресурсы ЦОР Единой коллекции: • https://school-collection.ru Федерального центра образовательных ресурсов: • https://fcior.edu.ru ЕГЭ по химии. Демонстрационные и экзаменационные варианты • https://www.ege.edu.ru • https://www.fipi.ru (сайт Федерального института педш-огических измерений) Задачи химических олимпиад (с решениями) • https://wot.chem.msu.su/rus/olimp/ • https://www.chem.msu.su/rus/school/sorokin/ Задачники • Громов Ю. Ю., Шеина О. А., Дьячкова Т. II., Зарапина И. В. Сборник задач и упражнений по общей химии. — Тамбов: Издательство ТГТУ, 2007. https://window.edu.ru Лебедева М. И., Анкудимова И. А. Сборник задач и упражнений по химии.— Та.мбов: Издательство ТГТУ, 2007. https://window.edu.ru Как пользоваться учебником Интерактивные электронные, пособия • Лента времени «Химия жизни». https://school-collection.edu.ru, название набрать в поисковой строке Книги и журналы в электронном формате • Журнал «Химия и жизнь* (все выпуски), http; //school- collect ion. edu. ru/e- leam/ • Ю. H. Кукушкин. Химия вокруг нас. https://n-t.ru/ri/kk/hm.htm Контрольные работы и тесты по всему курсу химии • https://him. Iseptember .ru/article.php?ID°:200000206 Справочники и энциклопедии онлайн • Википедия — наиболее полная онлайн-энциклопедия, https://ги.Wikipedia.org ■ И её англоязычный вариант (там больше материала), https://еп.Wikipedia.org • Статьи по химической тематике из Большой советской энциклопедии, https://www. chemport. ru/str. php?l»\'/.CO • Энциклопедия «Элементы», https://elementy.ru/chemistry • Различные справочные данные по химии, https://www.chemport.ru/data/ • Химические свойства индивидуальных веществ. https://www.chemport.ru/chemical_eubstances_properties_letter_a.html • Нормативы и стандарты качества окружающей среды, https://www.ecoline.ru/mc/books/monitor/app2/index.html • Растворимость веществ в воде (более 1000 записей), http;//chemister.da.ru/Database/Tables/sol-water.dbp Тесты онлайн no всему курсу химии • https://www.kokch.kts.ru/cdo/ • https://www.bitnet.ru/demo-ege/chemistry.html Учебные тексты и справочная информация • https://chemistry.narod.ru/ • https://chemistry.aznet.org/chemistry/link02.htm Фотоматериалы • Фотографии минералов, https://geo.web.ru/druza/ https://www.catalogmineralov.ru Видеоматериалы (на английском языке) • http;//chemed.chem.purdue.edu/demos/index.html • https://WWW.kentchemistry.com/KentsDemos.htm Учебник поддерживается сообществами «Учебник химии» сразу в нескольких социальных сетях: • https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook/ • https://www.liveinternet.ru/community/2548982/ • https://vkontakte.ru/club2589027/ и на сайте методической службы издательства «БИНОМ. Лаборатория знаний» https://metodist.Lbz.ru в разделе «Авторская мастерская» —> Хи.мия —» Жилин Д. М. v_^ * ГЛАВА I ХИМИЧЕСКАЯ ЛАБОРАТОРИЯ § 1 Техника безопасности Не давайте детям спичек, Острых колющих предметов. Безголовому — советов, А безглазому — руля. Е. Бачурин ♦Хрупкая планета» В девятом классе мы продолжим проводить множество разных химических экспериментов. При этом следует помнить и чётко соблюдать правила техники безопасности, которые остаются такими же, как в восьмом классе. Общие правила поведения в лаборатории • Работать в лаборатории необходимо в халате. Он защищает одежду от попадания капель жидкости и от мельчайших частиц реактивов в воздухе. • Длинные волосы должны быть заколоты и убраны под халат, иначе они могут попасть в реактивы или пламя. • Передвигаться по лаборатории следует плавно. Запрещается делать резкие движения и издавать резкие звуки. Любое резкое движение или резкий звук воспринимается учителем как нештатная ситуация, в которой необходима его помощь. • Запрещается загромождать проходы портфелями, сумками и другими предметами. Это мешает передвижению по кабинету. • В лаборатории запрещается пить, принимать пищу и хранить её в открытом состоянии. В воздухе лаборатории может содержаться вредная для здоровья пыль от реактивов. При вдыхании мелкие частички реактивов задерживаются ворсинками и слизистой оболочкой носоглотки, но если они попадают на пищу, а оттуда в желудок, — это очень опасно. • Запрещается проводить какие бы то ни было эксперименты, не согласованные с учителем. • По окончании практических и лабораторных работ следует убрать рабочее место, сдать его дежурному и вымыть руки с мылом. 1 1 Химическая лаборатория Правила обращения с реактивами • Запрещается пробовать вещества на вкус. • Если необходимо понюхать вещество, следует держать открытый сосуд с ним на расстоянии 10—20 см от носа и плавным движением ладони гнать воздух над отверстием на себя (рис. 1). Рис. 1. Определение запаха вещества Работа со стеклом Как вы, наверное, помните, стекло плохо проводит тепло, но сильно расширяется при нагревании. Поэтому при резких перепадах температуры стекло растрескивается. • Все работы, связанные с нагреванием стекла, следует проводить в защитных очках. • Нагревать можно только посуду из специального термостойкого стекла. • Нагреваемая посуда должна быть сухой снаружи. • Стеклянную посуду следует прогревать равномерно. Знаки безопасности, согласно Государственному общероссийскому стандарту ГОСТ Р 12.4.026-2001 А А пожаро- опасно горячая поверхность аллергическое (раздражающее) вещество, едкий газ едкое вещество Нагревание пробирок • Пробирку заполнять не более чем на четверть по высоте (иначе вещество может выплеснуться из пробирки). • При нагревании пробирку следует зажимать в держателе (иначе обожжёте пальцы). • Пробирку следует наклонять под углом 45® (чтобы увеличить площадь поверхности, через которую испаряются жидкости из пробирки). • Вначале следует прогреть пробирку почти по всей длине, а только потом нагревать нижнюю часть (иначе пробирка может треснуть). • Пробирку следует направлять в сторону от людей (чтобы вещество ни в кого не попало, если оно выплеснется). • Не следует заглядывать в горячую пробирку (чтобы вещество не попало в глаз, если выплеснется). Техника безопасности Действия в нештатных ситуациях • При попадании реактивов на кожу их следует смыть струёй холодной воды и необходимым препаратом из аптечки. Если на кожу попала кислота — смыть 3%-м раствором питьевой соды; если щёлочь — смыть раствором борной кислоты. • При попадании реактивов (кроме кислот и оснований — о них см. предыдущий абзац) в глаза промыть их холодной водой. Для этого набрать в «лодочку* ладони воды, поднести её к глазу так, чтобы он касался воды, и несколько раз поморгать. • Разлитые горящие жидкости тушить, накрывая их шерстяным или асбестовым одеялом. • При попадании на одежду горящей жидкости или при воспламенении одежды оставаться на месте, не бежать. Горящую одежду тушить, обернув одеялом. • При других нештатных ситуациях сообщить у^1ителю. Несоблюдение правил техники безопасности — достаточное основание для отстранения от проведения опыта и удаления вас из лаборатории. К сожалению, предусмотреть все опасные случаи нельзя, поэтому: 1. ВСЕГДА ДУМАЙТЕ ПЕРЕД ТЕМ, КАК ЧТО-ТО СДЕЛАТЬ. 2. БУДЬТЕ ВНИМАТЕЛЬНЫ ДРУГ К ДРУГУ. Контрольные вопросы 1.1. в какой одежде следует проводить эксперименты? 1.2. Какая защита обязательна при работах, связанных с нагреванием стекла? 1.3. Что нужно сделать, если на кожу попала кислота? 1.4. Что нужно сделать, если на кожу попало основание? 1.5. Чем следует держать пробирку, когда её нагревают? 1.6. Как следует тушить разлитые горящие жидкости? 1.7. Под каким углом следует держать пробирку, когда её нагревают? 1.8. Что нужно сделать по окончании практической работы? Ресурсы Дополнительные материалы • Календарь-справочник по химической безопасности, https://wuw.seu.ru/cci/lib/books/calendar/ Тесты электронные • Модуль «Правила техники безопасности при проведении химического эксперимента*, https://fcior.edu.ru © ГЛАВА II ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА §2 Образование химической связи Вспомним то, что вы изучали в 8 классе о строении атома и химической связи между атомами. Электроны в атоме имеют разную энергию и распределены по энергетическим уровням и подуровням. Число электронных уровней атома равно номеру периода в Периодической системе. Подуровни бывают четырёх видов: s, р, d я f (см. таблицу), причём на s-подуровне электроны обладают наименьшей энергией. Каждый подуровень делится на орбитали. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов. Если на орбитали один электрон, то он называется неспаренным, если два, то они называются электронной парой (неподелённой парой электронов). Неспаренный электрон — единственный электрон на орбитали. Электронная пара — два электрона на одной орбитали. Атомы образуют химические связи при взаимодействии своих внешних электронов. Их называют валентными электронами. Общее число валентных электронов равно номеру группы в Периодической системе. Свойства подуровней электронной оболочки Таблица II. 1 Обозначение Максимальное С какого с какого подуровней ЧИСЛО уровня периода и число орбиталей электронов появляются появляются л(1) 2 1 1 Р(3) 6 2 2 d(5) 10 3 4 т 14 4 6 Образование химической связи Валентные электроны — электроны, способные образовывать химические связи. У элементов главных подгрупп валентные электроны заполняют одну S- и три р-орбитали последнего уровня. Зная это, составляют электронные формулы атомов элементов главных подгрупп. Записывают символ элемента и мысленно рисуют вокруг символа квадрат, каждая сторона которого — одна орбиталь. Валентные электроны обозначают точками и размещают по орбиталям (сторонам квадрата) в следующем порядке: первые два электрона — на одной орбитали, на каждую из трёх оставшихся орбиталей по одному электрону, а при необходимости (если остались электроны) — по второму электрону. .N ПРИМЕР 2.1. Атом азота N. В электронной формуле атома азота — пять валентных электронов (V группа Периодической системы). У него одна неподелённая электронная пара и три неспаренных электрона. ЗАДАНИЕ 2.1. Нарисуйте электронные формулы атома натрия, алюминия, серы, хлора, аргона. У элементов побочных подгрупп на s-подуровне последнего уровня находятся два валентных электрона, а остальные валентные электроны — на d-подуровне предпоследнего уровня. В 8 классе вы изучали два типа химических связей: ковалентную и ионную, между которыми нет чёткой границы. Образование ковалентной связи происходит, когда один неспаренный электрон одного атома и один неспаренный электрон другого атома образуют общую электронную пару. Одна общая электронная пара соответствует одной ковалентной связи. Из этого следует, что наименьшее число связей, которые способен образовать элемент (его низшая валентность), равно числу неспаренных электронов в его атоме. Ковалентная связь — связь, образованная общей парой электронов. н. + *С1: ^ н:С|: • • • • Образование ковалентной связи Наименьшая валентность равна числу неспаренных электронов. Чему равны низшие валентности натрия, серы, хлора? Атом стремится сместить (приблизить к себе) общие электроны ковалентной связи. Но атомы различаются между собой по Химическая связь и строение вещества 1,0 2,0 3,0 Электроотрицательность Рис. 2. Шкала электроотрицательности по Полингу 4,0 способности это сделать. Мерой этой способности служит электроотрицательность (рис. 2) — чем она больше, тем сильнее атом смещает общие электроны. Поэтому если ковалентная связь образована двумя разными атомами, то общая электронная плотность смещена к одному из них, — говорят, что связь полярна. Более электроотрицательный элемент у полярной связи несёт частичный отрицательный заряд (д'—), а менее электроотрицательный — частичный положительный заряд (^-Ь). Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе общую пару электронов. 6+ н 6- С1 ЗАДАНИЕ 2.2. Укажите, куда будут смещены общие электроны, и расставьте частичные заряды в графических формулах. Н Н H-F H-C=N H-N-H I Н С1-А1-С1 I С1 н-с-с-н / \ н н о, 0-Н о 0-Н Элементы с высокой электроотрицательностью (фтор, кислород, реже — хлор, бром, сера и азот) способны переводить атомы других элементов в возбуждённое состояние. При этом один из двух электронов валентной неподелённой пары переходит на более высокий уровень. В результате число неспаренных электронов (а значит, и валентность) увеличивается на 2. В конечном итоге все валентные электроны могут стать неспаренными, что соответствует высшей валентности элемента, равной номеру его группы в Периодической системе. Бор, алюминий, углерод и кремний проявляют только высшую валентность. Образование химической связи Высшая валентность, как правило, равна номеру группы в Периодической системе. Элементы часто проявляют высшую валентность в соединении со фтором, кислородом, редко — с хлором, бромом, серой и азотом. В, А1, С, и Si проявляют только высшую валентность. ЗАДАНИЕ 2.3. Какие валентности могут проявлять сера, фосфор, кремний? Составьте (|юрмулы их соединений: а) с водородом; б) с кислородом. Элементы делятся на металлы и неметаллы. Электроотрицательность неметаллов по Полингу больше, чем 1,7. В длиннопериодном варианте таблицы Менделеева граница между металлами и неметаллами проходит по диагонали водород—бор—кремний— мышьяк—теллур. Элементы, лежащие на этой диагонали и правее её, а также водород — неметаллы, остальные — металлы. Металлы никогда не образуют анионов; неметаллы, как правило, не образуют катионов. Какие элементы относятся к неметаллам, а какие — к металлам: натрий, сера, мышьяк, железо, свинец? Если разность электроотрицательностей между элементами достаточно велика, один элемент полностью отбирает валентные электроны у другого. Так образуется ионная связь. Ионная связь — связь между положительно и отрицательно заряженными ионами, которые образуются, когда один атом полностью отдаёт электрон(ы) другому. Это обычно происходит при соединении металлов с неметаллами. При этом более электроотрицательный элемент (неметалл) превращается в отрицательно заряженный ион (анион), а менее электроотрицательный (металл) — в положительно заряженный ион (катион). Величина заряда (и валентность) катиона главной подгруппы равна его номеру группы, а величина заряда аниона— 8 минус номер группы. Элементы-металлы побочных подгрупп обычно образуют двухзарядные катионы, отдавая свои валентные s-электроны. Несколько электроотрицательных атомов, соединённых ковалентными связями, могут образовать сложный анион. Сложные анионы обычно представляют собой кислотные остатки. ЗАДАНИЕ 2.4. Какие ионы образуются при взаимодействии кальция с хлором? Какова формула образующегося соединения? ■ о Химическая связь и строение вещества Элементы металлы и неметаллы Таблица И.2 lA IIA 1ИБ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB MB IMA IVA VA VA VIIA VIIIA 1 H He 2 Li Be В C N О F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 К Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Те 1 Xe 6 Cs Ba La Hf Та W Re Os Ir Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn Задание на дом 2.1. Какие элементы относятся к неметаллам, а какие — к металлам: серебро, водород, хлор, алюминий? 2.2. Составьте формулы соединений: а) кальция с бромом; б) кислорода с фосфором; в) водорода с фосфором; г) углерода с хлором. В каких из этих соединений связь ионная? Для соединений с ковалентными связями составьте графические формулы и укажите смещение общих электронов. 2.3. Укажите, куда смещены общие электроны, и расставьте частичные заряды на графических формулах: 0=С=0 Cl-Hg-Cl Cl Cl-C-Cl I Cl Cl о Cl'' '‘o H H-C-O-H I H Ресурсы Дополнительные материалы • Угай Я. А. Валентность, химическая связь и степень окисления — важнейшие понятия химии // Соросовский образовательный журнал, 1997, 3, с. 53-57. https://window.edu.ru • Зоркий П. М. О фундаментальных понятиях химии // Соросовский образовательный журнал, 1996, Л'* 9, с. 47-56. https://window.edu.ru • Кукушкин Ю. Н. Реакционная способность благородных газов // Соросовский образовательный журнал, 2001, JV»4, с. 52-58. https://window.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Сходства и различия .между ковалентной, ионной и металлической связями**», http:\\fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Ковалентная химическая связь (полярная и неполярная)*, http: \\f cior. edu. ru • Модуль «Механизмы образования химических связей», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Группы и периоды периодической системы Д. И. Менделеева», http: \\f cior. edu. ru • Модуль «Ионы и ионная хи.мическая связь», http:Wfcior.edu.ru • Модуль «Ато.мная гипотеза. Основные сведения о строении атома», http:\\f cior.edu.ru Молекулы и структурные формулы § 3 Молекулы и тоуктуоные формулы Рекомендуется повторить, что такое неподелённая электронная пара, электронная формула (§ 2). Из курса 8 класса вспомните, какова валентность кислорода и водорода: что такое формула состава, ковалентная связь, графическая формула, валентность по кислороду, валентность по водороду. — Что можно сказать о составе вещества, если его формула H2SO4? — Какова валентность азота в NH3? — Какова валентность серы в SO3? — Напишите электронную формулу атома азота и молекулы аммиака NH3. Несколько атомов могут образовать с помощью ковалентных связей частицу, способную к самостоятельному существованию, — молекулу. Если вещество состоит из молекул, то химические свойства вещества определяются составом и строением молекул. Состав одной молекулы вещества описывается формулой состава, знакомой вам из курса 8 класса. Молекула — частица, состоящая из двух или более химически связанных атомов и способная к самостоятельному существованию. Не все вещества состоят из молекул! Для веществ, состоящих из молекул, выполняется закон постоянства состава. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА: состав вещества постоянен и не зависит от способа получения. Например, молекула воды Н2О состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, связанного с ними ковалентными связями. Эта частица вполне способна к самостоятельному существованию. В частности, водяной пар состоит из удалённых друг от друга на довольно большое расстояние молекул воды. Известно другое вещество, которое состоит, как и вода Н2О, только из атомов водорода и кислорода, т. е. имеет тот же качественный состав. Это вещество — пероксид водорода. Его молекулу образуют два атома кислорода и два атома водорода; формула состава — Н2О2, т. е. другой количественный состав, чем в молекуле воды. Поэтому свойства воды и пероксида водорода сильно различаются. Пероксид водорода в обычных условиях существует только в виде водного раствора, 100%-й Н2О2 разлагается со взрывом. Вода — устойчивое соединение (в обычных условиях само не разлагается никогда). Атомы в молекуле связаны в строго определённом порядке. Этот порядок изображают с помощью структурной формулы. На- А Химическая связь и строение вещества пример, в молекуле воды атом кислорода связан с каждым из атомов водорода одной ковалентной связью. Её структурная формула записывается так (одна чёрточка — одна ковалентная связь): Н-О-Н В пероксиде водорода каждый атом кислорода также образует две ковалентные связи — одну с атомом водорода, а вторую — с другим атомом кислорода: Н-О-О-Н Связь кислород—кислород непрочная, поэтому пероксид водорода может бурно разлагаться. Строение молекулы — порядок связей между атомами в ней. Структурная формула — формула, описывающая порядок связи атомов в молекуле. Структурная формула похожа на графическую формулу, которую вы изучали в 8 классе. Однако в общем случае графическая формула не отражает строение реальных частиц, а только учитывает валентности элементов. Структурная же формула применима только к молекулам и отражает их строение. ЗАДАНИЕ 3.1. Изобразите структурные формулы молекул H2S, ЫНз, СО2, SO3. ЗАДАНИЕ 3.2. В молекуле борной кислоты Н3ВО3 водород связан только с кислородом. Изобразите её структурную формулу. Задание на дом 3.1. Изобразите структурные формулы молекул SO2, РН3, SiCU, CI2O7. 3.2. Укажите валентность атома серы в молекулах: S S I I S-S о F I F F I F Cl _С1 НО ,0 f' S=C=S О'' "о F' I F F О 3.3? Изобразите структурную формулу родановодорода HSCN, если сера в нём двухвалентна и связана только с водородом и углеродом, а азот — только с углеродом. Ресурсы Дополнительные материалы • Высоцкий В. И. Молекулярная экзотика // Ск>росовский образовательный журнал, 1998, №3, с. 77-82. https://windoH.edu.ru Форма молекул и межмолекулярные связи §4 Форма молекул и межмолекулярные связи Рекомендуется повторить: что такое полярная и неполярная ковалентная связь (§ 2), молекула (§ 3). Из курса физики вспомните, что такое электростатическое притяжение. — Нарисуйте структурную формулу молекулы воды НгО и углекислого газа СОг. — К какому атому смещена электронная плотность в молекуле воды? — Расставьте частичные заряды в формуле углекислого газа. Как уже говорилось, молекулы состоят из атомов, связанных между собой ковалентными связями. Атомы не только связаны друг с другом в определённом порядке, но и располагаются в пространстве определённым образом, т. е. каждая молекула имеет свою форму. Формы молекул отображаются разнообразными моделями. Шаростержневые модели (см. цветной блок: рис. Ц-1) составляют из шариков разного диаметра и цвета, которые соответствуют атомам разных элементов, и стержней, которые соединяют шарики как химические связи. Шаровые модели составляют из шариков разного цвета. Они более точно отображают форму молекулы, но в шаростержневых более понятен порядок связи атомов. Во всех моделях атому углерода соответствует шарик чёрного цвета, водорода — белого, кислорода — красного, азота — синего, серы — жёлтого, галогенов — зелёного разных оттенков. Чтобы передать пространственное строение молекулы на плоском листе, используют пространственные формулы. В пространственных формулах, в отличие от структурных, принципиально важны углы между связями. Например, в молекуле воды угол Н—0-Н приблизительно равен .q. Значит, в пространственной формуле воды ' ' 104° её молекулу нужно изобразить следующим образом: €> Пространственная формула описывает взаимное расположение атомов в пространстве. Молекулу воды удаётся изобразить в одной плоскости. С некоторыми молекулами этого сделать не удаётся. Например, в молекуле метана СН4 атомы водорода равномерно окружают центральный атом углерода, оказываясь в вершинах геометрической фигуры — тетраэдра. Чтобы её отобразить на плоскости, связи, идущие над плоскостью рисунка, обозначают линиями, утолщающимися к читателю. Связи, уходящие под плоскость рисунка, обозначают пунктирными линиями, также утолщающимися к читателю. В зависимости от того, с какой стороны посмотреть на молекулу ■ Химическая связь и строение вещества Н 1 Н 1 н н 1 С.. Н" i "н 1 Н'/^Н 1 h'Sh 1 н н н н Рис. 3, Взгляд на молекулу метана с разных сторон приводит к разным пространственным формулам метана, пространственные формулы будут выглядеть по-разному (рис. 3). ЗАДАНИЕ 4.1. Нарисуйте пространственные формулы веществ, модели молекул которых демонстрирует учитель, или тех, фотографии моделей молекул которых приведены на рис. Ц-3 (см. цветной блок). Если связи в молекуле полярные, то электронная плотность по ним смещается от одного конца молекулы к другому. В результате молекула становится полярной, т. е. один её конец несёт частично отрицательный заряд, а другой — частично положительный. Например, молекула воды, в которой электронная плотность смещена от атомов водорода к атому кислорода, полярна (рис. 3). В полярной молекуле электронная плотность смещена от одного конца к другому. Разноимённые концы полярных молекул притягиваются друг к другу. Если даже молекула неполярна в целом (как, например, линейная молекула 0=С=0), то полярные связи приводят к неравномерному распределению зарядов внутри молекулы и разноимённо заряженные части разных молекул тоже притягиваются— образуются межмолекулярные связи. В результате образуются жидкости и твёрдые тела. Однако связи между молекулами слабые, поэтому вещества, состоящие из молекул, плавятся при температуре не выше 200 ®С. Межмолекулярные связи возникают за счёт притяжения разноимённо заряженных участков молекул. Такие участки появляются в молекулах, когда одни атомы смещают электронную плотность с других. Вещества, состоящие из молекул, плавятся при температуре не выше 200 ®С. S- <5+/ \<*+ н н Рис. 4. Смещение электронной плотности в молекуле воды. Справа — условное обозначение распределения зарядов по молекуле Форма молекул и межмолекулярные связи 1 Для однотипных соединений элементов одной подгруппы межмолекулярные связи тем прочнее, чем тяжелее элемент. А значит, чем тяжелее элемент, тем выше температура плавления и кипения соответствующего соединения. Например, соединения элементов IVA подгруппы с водородом, температуры их плавления и кипения растут сверху вниз (рис. 5). Однако сравним эту зависимость с такими же зависимостями для подгрупп VA, VIA, и VIIA (рис. 6). Видно, что температуры плавления и кипения аммиака NH3, воды Н2О и фтороводоро-да HF резко выпадают из общей закономерности — они гораздо выше. Это может означать только одно: между этими молекулами есть какой-то специфический тип связи, которого нет между остальными. Какой была бы температура кипения воды, если бы этих связей не было? Такой тип получил название водородной связи. Она образуется между атомом водорода, обеднённым электронами, и атомом сильно электроотрицательного элемента (N, О, F), обогащённым электронами. Чтобы образовать водородную связь, атом водорода должен быть ковалентно связан с атомом азота, кислорода или фтора (и только с ними). Водородную связь обозначают пунктиром (рис. 7). Водородная связь образуется между: с одной стороны — атомом водорода, ковалентно связанным с N, О или F; с другой стороны — другим атомом N, О или F. Сколько водородных связей может образовать молекула HF? Почему температура плавления и кипения у воды заметно выше, чем у аммиака и фтороводорода? Рис. 5. Температуры плавления и кипения водородных соединений элементов подгруппы IVA О -20 0^-40 «60 2:-80 fe-100 8-120 |-140 J-160 -180 -200 кипение .-о' -плавление- СН4 SiH4 GeH4 SnH4 Химическая связь и строение вещества 100 80 60 40 20 о -20 40 -60 -80 100 120 •140 -кипение--- _______-Л__ -плавление_ HF НО НВг HI HjO H2S Нг8е HjTe Рис. б. Температуры плавления и кипения водородных соединений элементов подгрупп VA — VIIA Помимо уникально высокой температуры плавления и кипения, водородные связи обусловливают высокую теплоёмкость воды. При образовании льда в нём образуются пустоты, из-за чего лёд плавает по поверхности воды (обычно твёрдые вещества тонут в собственных расплавах, рис. 8). Они же обусловливают высокую вязкость серной и фосфорной кислот, глицерина и многих других веществ. Кроме того, водородные связи играют важнейшую роль в живых организмах, поддерживая структуру белков, ДНК и древесины. Механизм образования водородной связи довольно сложен. Атом водорода, электронная плотность которого смещена, представляет собой плохо закрытое положительно заряженное ядро водорода. На него накладываются неподелённые электронные пары электроотрицательных атомов. Водородные связи Рис. 7. Образование водородных связей между молекулами воды Рис. 8. Твёрдый лёд плавает в воде (слева). Большинство других твёрдых веществ тонут в собственном расплаве (справа — третичный бутиловый спирт) Типы кристаллических решёток Контрольные вопросы 4.1. Чем полярная молекула отличается от неполярной? 4.2. Как молекулы связываются друг с другом? 4.3. Какие связи прочнее — ковалентные или межмолекулярные? 4.4. Как свя.зана прочность .межмолекулярных связей с температурами плавления и кипения вещества? Задание на дом 4.1. Нарисуйте пространственные формулы молекул, фотографии которых приведены на рис. Ц-2 (см. цветной блок). Подчеркните молекулы, способные образовывать между собой водородные связи. Обведите кружком атомы водорода, способные образовывать водородные связи. 4.2. Н H-N-H Н H-C-C=N I н н н н N-0 / \ н н 4.3.* Температура кипения фтороформа CHF3 составляет —82®С, хлороформа CHCI3 -1-61 ®С. Есть ли водородные связи во фтороформе? Ресурсы Имитация эксперимента • Модуль «Лабораторная работа „Механизм образования водородной связи" (углублённый уровень сложности)», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Понятие о полярных молекулах. Диполи воды. Образование водородной связи. Е1циная природа химических связей (углублённый уровень)», https://fcior.edu.ru • Модуль «Водородная связь», https://fcior.edu.ru §5 Типы кристаллических решёток Рекомендуется повторить: что такое ион, ковалентная связь, ионная связь (§ 2); что такое молекула (§ 3). Из курса 8 класса вспомните общие свойства металлов; чем отличается твёрдое вещество от жидкости и газа? — Приведите пример вещества с ионной связью. — Где расстояние между частицами больше: в твёрдом веществе или газе? — Назовите общие свойства металлов. Твёрдые вещества, как правило, построены из кристаллов (или, как говорят, имеют кристаллическую структуру). Атомы и молекулы в кристаллах расположены упорядоченно и колеблются вблизи определённых точек пространства, называемых узлами кристаллической решётки. Однако в зависимости от того, какие частицы расположены в узлах решётки и как они связаны G Химическая связь и строение вещества Рис. 9. Модель кристаллической решётки льда (твёрдого состояния воды) Рис. 10. Модель кристаллической решётки твёрдого оксида углерода (IV) СОг Рис. 11. Модель кристаллической решётки алмаза С с разных сторон друг с другом, существует четыре типа кристаллических решёток. Вещества разных типов кристаллических решёток различаются физическими и химическими свойствами. Если в узлах решётки находятся молекулы, такая решётка называется молекулярной Связи между молекулами слабые, поэтому молекулярные соединения легко плавятся и кипят, а также способны растворяться в разных растворителях. Примеры соединений с молекулярной решёткой — вода НгО (рис. 9), углекислый газ СОг (рис. 10), кислород Ог, водород Нг и другие. Можно почти наверняка утверждать, что если вещество при комнатной температуре газ или жидкость, то в твёрдом виде оно имеет молекулярную кристаллическую решётку. Молекулярная кристаллическая решётка — решётка, в узлах которой находятся молекулы, связанные межмолекулярными связями. Если при комнатной температуре вещество — газ или жидкость, значит, оно состоит из молекул. Нередко атомы, связываясь друг с другом ковалентными связями, не образуют отдельных молекул. Первый атом связан со вторым, второй — с третьим и т. д. В результате весь кристалл построен из атомов, связанных друг с другом ковалентными связями. Такая решётка называется атомной. Атомная кристаллическая решётка — решётка, в узлах которой находятся атомы, связанные между собой ковалентными связями. Атомную решётку образует алмаз С (рис. 11) и оксид кремния 8Юг. Атомы в атомной решётке связаны прочными ковалентными связями, поэтому температура плавления таких соединений высока. Это очень устойчивые соединения, они ни в чём не раство- ^'Из-зa того что электронная плотность в .молекулах никогда не распределена равномерно, между молекулами возникают слабые межмолекулярные связи. Разноимённо заряженные части молекул притягиваются друг к другу. Типы кристаллических решёток ряются и с трудом вступают в химические реакции. Атомную решётку образуют самые твёрдые из известных веществ — алмаз и нитрид бора BN, а также самое тугоплавкое из всех известных веществ — карбид гафния HfC. Если вещество образует ионные связи, то в узлах кристаллической решётки находятся катионы и анионы. Между ними действуют электростатические (кулоновские) силы, т. е. они притягиваются друг к другу как заряженные частицы. Такая кристаллическая решётка называется ионной. Ионную решётку (рис. 12) образуют, например, хлорид натрия NaCl и карбонат кальция СаСОз. Ионная кристаллическая решётка — решётка, в узлах которой находятся разноимённо заряженные ионы, связанные электростатическим притяжением. Ионы располагаются в решётке так, чтобы как можно сильнее притягиваться к ионам противоположного знака и как можно слабее отталкиваться от одноимённых ионов. Поэтому катионы обычно окружены несколькими анионами, а анионы — несколькими катионами. При таком строении решётки никаких молекул в ней нет. Получается, что любой ион одновременно связан со всей решёткой. Заряженные частицы в узлах ионной кристаллической решётки практически неподвижны. Поэтому твёрдые ионные кристаллы не проводят электрический ток. Однако в расплаве ионы становятся подвижными, и расплав приобретает электропроводность (см. цветной блок; рис. Ц-4). Какая кристаллическая решётка у азота N2? Обоснуйте ответ, приведя в доказательство физические свойства азота. И наконец, четвёртый тип кристаллической решётки — металлическая. Её образуют исключительно металлы. Поскольку атомы металла плохо удерживают свои валентные электроны, они отрываются. В результате в узлах остаются катионы металлов, между которыми свободно перемещаются электроны (так называемый чэлектронный газ»; рис. 13). Свободные электроны окружают упорядоченно расположенные катионы металла. В металлической решётке можно говорить о металлической связи. Это связь между катионами, образованная свободными электронами. Металлическая кристаллическая решётка — решётка, а узлах которой находятся катионы металлов и свободные электроны. Металлическая связь — связь между катионами металлов, образованная находящимися между ними свободными электронами. ■ Химическая связь и строение вещества 0©©©ее ©©©©©© ©©©©0© ©0©©©© Рис. 12. Ионная решётка /ТУ /Т\ /Ту уТу Ш Ш ^ W SI7 ф ©“ф ©,© © ё ©“© ф /TN /W' Д\ Рис. 13. Металлическая решётка Ф-©© 1 /Т\ /Т\ /Т\ /Ту /Т\ >1/ >Х4» VI/ 1^1/ а /ТУ /Ту /Та /Ту ^ 5t/ Ут\ /т\ /т\ ^ »1\ >1/ >1/ Рис. 14. При ударе по металлу катионы в узлах кристаллической решётки смещаются, однако «электронный газ» остаётся между ними и связь не рвётся Благодаря присутствию свободных электронов, металлы обладают высокой теплопроводностью и электропроводностью. При ударе катионы смещаются, но остаются связанными «электронным газом». Поэтому, в отличие от веществ с другими решётк£1ми, металлы ковки и пластичны (рис. 14). Таблица II.3 Свойства кристаллических решёток разных типов Свойство Тип кристаллической решётки вещества Молекулярная Атомная Ионная Металлическая Температуры плавления и кипения Низкие Очень высокие Высокие Разные Поведение Разрушается Разрушается Разрушается Меняется при ударе (предмет (предмет (предмет форма раскалыва- раскалыва- раскалыва- (сплющива- ется) ется) ется) ется) Твёрдость Низкая Высокая Средняя Низкая и средняя Тепло-и электропроводность в твёрдом состоянии Низкие Низкие (как правило) Низкие Высокие Электропроводность в расплаве Низкая Низкая Высокая Высокая Реакционная способность Зависит от вещества Низкая Средняя Зависит от металла Типы кристаллических решёток Брэгг Уильям Генри (Bragg William Henry, 1862-1942). Брэгг Уильям Лоренс (Bragg William Lawrence, 1890-1971). Отец и сын Брэгги — изобретатели метода исследования структуры кристаллов с помощью рентгеновских лучей. Этот метод позволяет определить порядок расположения атомов в кристалле. Метод заключается в том, что при облучении кристаллов рентгеновскими лучами эти лучи отражаются от атомов, которые лежат в кристаллах на разных плоскостях. По распределению интенсивности отражённых лучей можно рассчитать расстояние между плоскостями, а отсюда выяснить расположение атомов. Первые же исследования показали, что во многих кристаллах нет обособленных групп атомов, которые можно было бы считать молекулами. За свои исследования в 1915 г. отец и сын Брэгги получили Нобелевскую премию по физике, причём Уильям Лоренс до сих пор остаётся самым молодым её лауреатом — он получил премию в 25 лет. Дальнейшие рентгеноскопические исследования кристаллов привели к классификации кристаллических решёток, описанной в этом параграфе Таким образом, тип кристаллической решётки определяет свойства вещества (см. табл. II.3). А можно ли сразу определить тип кристаллической решётки по химической формуле вещества? В некоторых случаях это сделать можно. Так, все металлы имеют металлическую кристаллическую решётку, а соединения неметаллов никогда не обладают ей. Если соединение содержит два элемента с большой разностью электроотрицательностей (например, Na и С1), то оно почти всегда образует ионную решётку. Почти все соли образуют ионную решётку. При этом металл образует катион, а кислотный остаток — анион. Молекулярную решётку образуют практически все соединения неметаллов с галогенами и водородом. Дело в том, что и галогены, и водород в соединениях с металлами одновалентны, и поэтому они не могут образовать сеть из ковалентных связей. Кроме того, молекулярную решётку образуют оксиды электроотрицательных элементов (галогенов. О, N, S, Р, С), некоторые высшие оксиды переходных металлов, большинство кислот. Остальные соединения неметаллов друг с другом образуют атомную решётку. Какой тип кристаллической решётки образуют соединения: CaCla, СН.ь HNO3, AI2O3, FeS04, Си? Химическая связь и строение вещества Контрольные вопросы 5.1. Для каждого типа кристаллической решётки укажите, какие частицы находятся в её узлах и какой тип связи между ними. О Задание на дом 5.1. Какой тип кристаллической решётки образуют соединения: NaF, SO2, SiCU, FeS, Са(МОз)г, Fe, H2SO4, SiC? Предположите, каковы физические свойства этих соединений. 5.2. Предположите, каковы физические свойства оксида хлора (VII) CI2O7, хлорида магния MgCb, оксида титана Ti02? Обоснуйте ответ. Ресурсы Интерактивные иллюстрации • Трёхмерные модели кристаллических решёток некоторых веществ (требует Internet Explorer и установки специального плагина). https://www.chem.msu.su/ru3/cryst/cry8chem/opisanie.htm • Модуль «Качественный и количественный состав вещества. Вещества молекулярного и немолекулярного строения», http:\\fcior.edu.ru Дополнительные материалы • Пущаровский Д. Ю. Открытие и систематика минералов // Соросовский образовательный журнал, 1999, №3, с. 88-94. https://window.edu.ru • Третьяков Ю. Д. Керамика в прошлом, настоящем и будуще.м // Соросовский образовательный журнал, 1998, Х»6, с. 53-59. https://window.edu.ru • Булах А. Г. Что такое минерал // Соросовский образовательный журнал, 1999, .V*6, с. 68-74. https://window.edu.ru • Гиричев Г. В. Структура молекул солей кислородсодержащих кислот // Соросовский образовательный журнал, 1999, №11, с. 40-44. https://window.edu.ru • Сидоров Л. Н. Молекулы, ионы и кластеры в газовой фазе // Соросовский образовательный журнал, 2000, №11, с. 46-51. https://window.edu.ru • Сидоров Л. Н. Молекулы, ионы и кластеры в газовой фазе // Соросовский образовательный журна.т, 2000, Х»11, с. 46-51. https://window.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Строение вещества" (вариатив)», http:Wfcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Строение вещества" (углублённый уровень сложности)», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Строение вещества"», http:\\fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Вещества молекулярного и немолекулярного строения"», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Кристаллические и аморфные вещества"», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Типы кристаллических решёток"», http:\\fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Типы кристаллических решёток», http:Wfcior.edu.ru • Модуль «Металлическая кристаллическая решётка. Металлическая связь. Сплавы», http:Wfcior.edu.ru • Модуль «Металлическая химическая связь», http:Wfcior.edu.ru Растворение веществ § б Растворение веществ Рекомендуется повторить, что такое полярность связи (§2), молекула (§ 3), полярность молекулы (§ 4), молекулярная решётка (§ 5). — Между какими атомами связь более полярна — водорода с кислородом или водорода с углеродом? — Изобразите структурную формулу воды. — Какой тип кристаллической решётки у воды, у иода 1г? У других веществ, жидких при комнатной температуре? Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок. Реактивы. Иод 1г, гексан CeHi^ (горючая жидкость!), изопропанол С3Н7ОН или ацетон (СНз)гСО (горючая жидкость!), парафин, хлорид натрия NaCl. ОПЫТ 6.1. Растворение изопропанола и гексана в воде (демонстрационный). В две пробирки наливают воду на 1-2 см по высоте. Затем в первую пробирку добавляют столько же изопропанола С3Н7ОН или ацетона (СНз)гСО. Во вторую пробирку— столько же гексана СеНи. Что наблюдается? Растворы, содержащие гексан, выливают не в раковину, а в стаканчик для слива. Д Видно, что изопропанол растворяется в воде, а гексан — нет. С чем это связано? Почему в определённых растворителях растворимы одни вещества, а другие в них нераствори.мы? Что происходит при растворении веществ? Чтобы ответить на эти вопросы, проведём ещё несколько опытов. ОПЫТ 6.2. Растворение иода в изопропанол и гексане (демонстрационный). В одну пробирку наливают изопропанол (или ацетон), в другую — гексан. В каждую пробирку с растворителем помещают 1-2 кристаллика иода или по 2-3 капли его спиртового раствора. В каких растворителях иод растворяется? Какого цвета раствор получается (см. цветной блок: рис. ц-5)? а Видно, что цвет раствора иода в разных растворителях различается. Это можно объяснить только тем, что молекулы иода взаимодействуют с молекулами растворителя, причём с разными растворителями по-разному. Из этого следует первый вывод: при растворении частицы растворённого вещества взаимодействуют с молекулами растворителя. При образовании раствора молекулы иода распределяются по всему объёму растворителя благодаря броуновскому движению. А это значит, что связи между молекулами иода, которые удерживали О А А А /б\ Химическая связь и строение вещества его в твёрдом состоянии, рвутся. Однако любой разрыв связи требует затрат энергии. Он должен быть скомпенсирован. В данном случае это может произойти только за счёт выделившейся энергии при образовании каких-то новых связей. Это могут быть только связи между иодом и молекулами растворителя. Чтобы растворение произошло, новые связи между растворителем и растворённым веществом должны быть прочнее, чем связи растворённое вещество— растворённое вещество и растворитель—растворитель. 'растворение РВ РВ 0^-----0 происходит растворения не происходит А Л РВ — растворяемое вещество; Р — растворитель; жирные линии — более прочные связи. В случае растворения иода речь идёт о слабых межмолекулярных связях — таких же, как те, что удерживают молекулы в жидком и твёрдом агрегатных состояниях. ОПЫТ 6.3. Растворение хлорида натрия и парафина в различных растворителях (демонстрационный). В две пробирки наливают воду, в две других — гексан. Теперь в одну пробирку с водой и одну пробирку с гексаном добавляют хлорид натрия. В каком растворителе растворяется хлорид натрия? В две оставшихся пробирки добавляют немного парафина. В каком растворителе растворяется парафин? Д Вода и гексан друг с другом не смешиваются. При этом есть вещества, которые растворяются в воде, но не растворяются в гексане, а есть — наоборот. И практически невозможно найти веществ, которые растворялись бы в обоих растворителях. Чем же они так различаются? Посмотрите на их структурные формулы. В молекуле воды присутствуют весьма полярные связи 0-Н, поскольку общие электронные пары смещены к атому кислорода. Поэтому в молекуле воды электрические заряды распределены неравномерно; говорят, что молекула воды полярна. В молекуле гексана все связи малополярны. Теперь посмотрим, какие вещества растворяются в воде, а какие — в гексане. В полярной воде растворяется поваренная соль — соединение с ионной (т. е. предельно полярной связью). В неполярном гексане соль не растворяется, зато растворяется парафин. Его ({юр-мулу можно примерно представить как С4оН82» и его молекула, как и молекула гексана, содержит неполярные связи С—С и малополярные связи С—Н. "'о'" вода Н Н Н Н Н Н I I I I I I н-с-с-с-с-с-с-н I I I I I I н н н н н н гексан Растворение веществ Проведённые наблюдения можно обобщить: соединения с полярными связями, как правило, растворяются в полярных растворителях, а соединения с неполярными связями — в неполярных растворителях. Говоря кратко, «Подобное растворяется в подобном». ОПЫТ 6.4. Растворение изопропанола в воде и гексане (демонстрационный). В одну пробирку наливают воду на 1-2 см по высоте, в другую — гексан. Теперь в обе пробирки добавляют водный раствор изопропанола или ацетона и перемешивают. Что наблюдается? Н Н 1 н-с-с-с-н I Н I нон ацетон Н Н Н I I I н-с-с-с-н I I I нон I н изопропанол А А а и изопропанол, и ацетон растворяются как в воде, так и в гексане. В них есть как полярные связи (С=0 или С—О и О—Н), так и малополярные (С-Н) или неполярные (С-С). Благодаря наличию полярных связей эти вещества растворяются в полярной воде, а благодаря наличию неполярных — в неполярном гексане. И изопропанол, и ацетон можно отнести к растворителям со средней полярностью. Напоследок можно вспомнить опыт 6.2: раствор иода в разных растворителях окрашен по-разному. В неполярных растворителях иод розовый, в полярных — коричневый. Это вызвано искажением электронных оболочек иода под действием полярных молекул растворителя. Контрольные вопросы 6.1. Какие признаки позволяют сказать, что при растворении происходит взаимодействие между частицами растворителя и растворённого вещества? 6.2. Расположите вещества по увеличению полярности молекулы: ацетон, вода, гексан. 6.3. Сформулируйте общее правило, позволяющее во многих случаях оценить возможность растворения одних веществ в других. Задание на дом 6.1. Укажите, какие из приведённых веществ растворимы в воде, а какие— в гексане: соляная кислота НС1, серная кислота H2SO4, иодид углерода CI4, хлорид калия КС1, метан СЫ4. 6.2. Что вы можете сказать о растворимости иода I2 в воде? 6.3Г Почему при смешивании воды с ацетоном часто выделяется небольшое количество газа? О ■ Химическая связь и строение вещества 6.4.* Будет ли растворяться парафин в растворе CCI4, если цвет раствора иода в нём розовый? 6.5^ Может ли при образовании раствора выделяться или поглощаться тепло? Домашний эксперимент Проверка полярности различных жидкостей (подсолнечного масла, бензина, этилового спирта) Можете сами проверить полярность различных жидкостей: подсолнечного масла, бензина, этилового спирта (или его 40%-го раствора), растворителей для красок, жидкости для снятия лака и т. д. Для этого нужно с помощью пипетки взять немного жидкости в небольшую стеклянную ёмкость и капнуть в неё несколько капель йодной настойки. Если раствор коричневый — жидкость полярна, если розовый — неполярна. Ресурсы Видеоматериалы • Тепловые эффекты при растворении. https://experiment.edu.rU/attach/6/482.wmv или ».mov https://experiment.edu.rU/attach/6/481.wmv или ».mov Электронные пособия • Модуль «Развитие представлений о растворении веществ в воде», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Растворение — физико-химический процесс», http:\\fcior.edu.ru §7 Электролитическая диссоциация Рекомендуется повторить: что такое неподелённая пара, полярность связи, ион, катион, анион, ионная связь (§ 2), полярность молекулы (§ 4), ионная кристаллическая решётка (§ 5); что происходит с веществом при его растворении (§ 6). Из курса физики вспомните, что представляет собой электрический ток. — Какой растворитель полярнее — вода или ацетон? — Запишите формулы катиона и аниона в хлориде натрия NaCl. — Изобразите электронную формулу молекулы воды. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, химический стакан (25 мл), пробник на электропроводность или измеритель электропроводности, палочка стеклянная, чашка для выпаривания Реактивы и расходные материалы. Изопропанол С3Н7ОН или ацетон (СНз)гСО (горючая жидкость!), хлорид натрия NaCl, хлорид кобальта C0CI2 или хлорид меди (II) CuClj, сахар СхгНггОп, 10%-я соляная кислота НС1, 10%-я уксусная кислота СН3СООН, бумажные салфетки. На этом уроке мы сравним электропроводность разных веществ с помощью пробника на электропроводность. Если вещество проводит ток, то при прикосновении к нему контактами пробника Электролитическая диссоциация лампочка или диод загорается. Можно также использовать измеритель электропроводности, который показывает значение электропроводности среды, в которую погружены его электроды. ОПЫТ 7.1. Испытание электропроводности некоторых веществ. В чашку для выпаривания наливают дистиллированную воду и погружают в неё контакты пробника и/или электроды измерителя. Идёт ли ток? Контакты пробника вытирают фильтровальной бумагой и погружают их в сухую поваренную соль. Идёт ли ток? И наконец, в воде растворяют некоторое количество хлорида натрия и проверяют его электропроводность. Идёт ли ток теперь? Д Вода и твёрдая соль не проводят электрический ток, а раствор соли проводит. Так же ведут себя и другие соли (см. цветной блок: рис. Ц-6). Значит, в растворах солей присутствуют подвижные ионы. Всегда ли они образуются при растворении веществ в воде? Проведём ещё один опыт. ОПЫТ 7.2. Испытание электропроводности раствора сахара. В дистиллированной воде растворяют 2-3 шпателя сахара и проверяют его электропроводность пробником или измерителем электропроводности. Проводит ли раствор электрический ток? Д Раствор сахара не проводит электрический ток. Таким образом, вещества делятся на те, растворы которых проводят электрический ток (электролиты), и те, растворы которых электрический ток не проводят (неэлектролиты). Электролит — вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток. Иногда (в быту или технике) электролитом называют сам раствор или расплав, который проводит электрический ток. Является ли электролитом хлорид натрия? Сахар? Все соединения с ионной кристаллической решёткой — электролиты. В растворе или расплаве они способны распадаться на подвижные ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией (с латинского — разобщение, разделение). Что же происходит с ионным кристаллом при электролитической диссоциации? Электролитическая диссоциация — распад вещества в растворе или расплаве на подвижные ионы. Химическая связь и строение вещества ОПЫТ 7.3. Сравнительная характеристика электропроводности некоторых растворов (демонстрационный). В одну пробирку наливают на 2-3 см по высоте воду, в другую (сухую!) — столько же изопропанола или ацетона. И в ту, и в другую пробирку добавляют по 2-3 шпателя безводного хлорида кобальта или хлорида меди. Каков цвет раствора в воде и в изопропаноле (ацетоне)? Сравнивают электропроводность растворов. Где она выше? Д Вы видите, что цвет растворов сильно различается. Кроме того, раствор в изопропаноле или ацетоне проводит ток значительно хуже, чем в воде. Так происходит потому, что молекула воды гораздо более по-лярна, чем молекулы ацетона и изопропанола. Если в воду попадает ионный кристалл, атомы кислорода в молекулах воды притягиваются к катионгии, а атомы водорода — к анионам, «выдирая» их из решётки (см. рис. 15). В опыте 7.3 ионы Со^~, связанные с молекулами воды, придают раствору розовый цвет, а ионы Си^"*" — голубой. Менее полярные растворители не способны разделить хлориды этих металлов на ионы и связывают целиком их молекулы. Помимо солей, к электролитам относятся основания и кислоты. В основаниях наиболее полярна связь центрального элемента с группой -ОН, в кислотах — связь с атомом водорода. Кислоты диссоциируют с образованием катиона водорода Н"*". Основания диссоциируют с образованием гидроксид-аниона ОН“. /1 Какие анионы образуются при диссоциации NaOH; Са(ОН)2? Какие катионы образуются при диссоциации НС1; H2SO4? В отличие от солей кислоты — соединения не с ионной, а с молекулярной решёткой. Электроотрицательные атомы в кислотном остатке смещают на себя электронную плотность с атомов водорода. Молекулы воды своими атомами кислорода (на которых сосредоточен частичный отрицательный заряд) притягиваются к атому водорода кислоты и отрывают его от кислотного остатка в виде иона (рис. 16). ОПЫТ 7.4. Электропроводность сильных и слабых электронов. В две пробирки наливают дистиллированную воду на 2-3 см по высоте. В одну из них добавляют 2-3 капли раствора соляной кислоты НС1, в другую — столько же уксусной кислоты СН3СООН. Погружают пробник сначала в раствор уксус- Электролитическая диссоциация Рис. 15. Растворение ионного кристалла н .о. л'+ 6- 6- H-Ci:- -d: н- н Н' н- н к- 'Р. ф е Н :ci: -о; Рис. 16. Диссоциация кислот в воде ной кислоты, потом — в раствор соляной кислоты. Сравнивают электропроводность. Д Электропроводность соляной кислоты гораздо выше. Это означает, что в ней больше подвижных ионов, хотя концентрации веществ примерно одинаковы. Откуда такая разница? И соляная, и уксусная кислоты диссоциируют на катион Н* и анион кислотного остатка. Однако в растворе соляной кислоты диссоциируют все молекулы, а в растворе уксусной кислоты — примерно одна молекула из ста. Это связано с электроотрицательностью элементов, атомы которых входят в состав остатка уксусной кислоты. Они не могут сильно сместить электронную плотность с атома водорода. Из-за этого у молекул воды «не хватает сил», чтобы оторвать ион Н"^. Почему все соли в водном растворе диссоциируют нацело? Электролит, в растворе которого распадается на ионы небольшая часть молекул, называется слабым электролитом. К каким электролитам по силе относится соляная кислота? Уксусная кислота? К сильным электролитам относят все соли, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, КОН, Са(ОН)г и т. д.) и некоторые кислоты: серная HaS04, соляная НС1, азотная HNO3 и другие. К слабым электролитам относят слабые кислоты (сероводород H2S, фтороводород HF, уксусная кислота СН3СООН и другие). Для кислородсодержащих кислот справедливо правило, что чем меньше в ней атомов кислорода, тем она слабее. 2 Хииия; >-чсбник лл« 9 кл. Ч. I Химическая связь и строение вещества Контрольные вопросы 7.1. Приведите примеры электролитов. 7.2. Могут ли ионные соединения диссоциировать в гексане? 7.3. Чем сильный электролит отличается от слабого? 7.4. В чём отличие кислот от солей с точки зрения строения вещества? 7.5. Дайте определение кислоты и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. 7.6. Какой из атомов молекулы воды притягивается к катиону Na"^ при растворении в воде хлорида натрия NaCl? 7.7. Какие анионы образуются при электролитической диссоциации КОН? Са(ОН)2? 7.8. Какие катионы образуются при электролитической диссоциации HNO3? Задание на дом 7.1. Какие из перечисленных веществ можно отнести к электролитам: КС1, Н3РО4, Ог, СН4, Ва(ОН)2, NaNOg, СО2? 7.2. Из двух кислот (хлорная HCIO4 и хлорноватистая НОС1) одна — очень сильная, а вторая — очень слабая. Какая из них сильная, какая— слабая? Ответ обоснуйте. 7.3Г Из двух растворителей (вода и изопропанол) в одном из них хлоро-водород НС1 — сильный .электролит, а в другом — слабый. В каком растворителе она сильный электролит, а в каком — слабый. Ответ обоснуйте. Ресурсы Электронные пособия • Модуль «Механизм электролитической диссоциации*, https://f cior.edu.ru Механизм диссоциации https://college.ru/chemistry —* Модели —* Растворы —> Растворение хлорида натрия. Видеоматериалы • Опыты по теме «Сильные и слабые электролиты». https://school-collection.edu.ru/ Коллекции —* Предметные коллекции —> Химия -+ Неорганическая хи.мия. Видеоопыты —> Теория электролитической диссоциации -> Электролиты и неэлектролиты. • Де.монстрация электролитической диссоциации. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 02-12-2008 16:08. • Электролитическая диссоциация кислоты. https://blog8.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 02-12-2008 17:17 Практическая работа N° 1 РАСПОЗНАВАНИЕ СОЕДИНЕНИЙ С РАЗНОЙ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ РЕШЁТКОЙ Рекомендуется повторить, какие бывают типы кристаллических решёток, каковы их основные признаки (§ 5). Из курса 8 класса вспомните основные свойства металлов. Электролитическая диссоциация Задача. Указать тип кристаллической решётки веществ (вещества выдаёт учитель). Оборудование. Ступка с пестиком; пробник на электропроводность; пробирки, спиртовка или сухое горючее с подставкой, зажим для пробирок, ёмкость для дистиллята, промывалка, ёмкость для слива, стеклянный шпатель для отбора реагентов, стеклянная палочка. Ход работы. Вещества подвергают испытаниям (табл. II.4). Сначала оценивают агрегатное состояние вещества, блеск, а если есть пробник — электропроводность. Если эти испытания показывают, что решётка металлическая или молекулярная, дальнейшие исследования прекращают. Иначе вещество растворяют в воде и при наличии пробника оценивают электропроводность раствора. Если результаты испыта- Таблица II.4 Свойства вещества Тип кристаллической решётки Атомная Молекулярная Ионная Металлическая Блеск Тусклый или стеклянный Тусклый Тусклый Металли- ческий Температура плавления Очень высокая (нельзя расплавить на спиртовке) Низкая (при комнатной температуре часто жидкие или газообразные) Высокая (некоторые с трудом плавятся на спиртовке, другие — не плавятся) Разная Электропро- водность Плохая или отсутствует Отсутствует Отсутствует Очень хорошая Растворимость в воде Не растворяются Некоторые растворяются Некоторые растворяются Не растворяются Электропро- водность водного раствора Невозможно получить раствор Отсутствует Хорошая Невозможно получить раствор Отношение к перетиранию в ступке Очень твёрдые (обычно не перетираются в ступке) Мягкие или хрупкие (размазываются по ступке или перетираются в ней) Хрупкие (перетираются в ступке) Пластичные (не перетираются в ступке) Химическая связь и строение вещества ний указывают на ионную (раствор проводит ток) или молекулярную (раствор не проводит ток) решётку, испытания прекращают. Иначе вещество слегка нагревают, чтобы оценить его температуру плавления. Если плавится легко, то решётка молекулярная. Если оно не плавится, пытаются растереть его в ступке. Если оно не разрушается в ступке, то решётка атомная. Отчёт. Заполняют таблицу. Вещество Физические свойства веществ Агрегатное состояние/ примерная ®пл Блеск Электро- провод- ность Раство- римость Электро- провод- ность раствора Поведение в ступке Вывод (какая решётка) ГЛАВА III РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА §8 Уравнения электролитической диссоциации Рекомендуется повторить: что такое электроотрицательность (§ 2), ионная связь (§ 2) и ионная кристаллическая решётка (§ 5), как растворяются электролиты (§ 7). Из курса 8 класса вспомните, что такое растворы, соли, катионы, анионы; как определять валентность металлов и кислотных остатков. — В каких растворителях способны растворяться ионные соединения? — Что означает символ S^“? — Какой элемент более электроотрицателен — магний или сера? — Чему равна валентность кислотного остатка в H2SO4? — Какова валентность натрия? В § 7 был описан процесс электролитической диссоциации. Его, как и любой другой химический процесс, можно записать с помощью химического уравнения. Вы уже знаете, что диссоциировать способны электролиты, т. е. соли, кислоты и основания. Какие вещества способны диссоциировать в растворах: NaCl, S, K2SO4, Са(ОН)2, РегОз, HNO3? При диссоциации электролиты распадаются на ионы. Соли диссоциируют на катион металла и анион кислотного остатка. Продукты в уравнении электролитической диссоциации — ионы. Простые ионы состоят из одного атома. Сложные ионы состоят из нескольких атомов, связанных ковалентными связями. ПРИ ДИССОЦИАЦИИ • соли дают катион металла и анион кислотного остатка; • кислоты дают катион и анион кислотного остатка; • основания дают катион металла и анион ОН“. Q ПРИМЕР 8.1. Напишите формулы ионов, входящих в состав сульфата натрия N32804. Реакции ионного обмена Натрий — металл, он образует катион. Валентность натрия — I, следовательно, катион однозарядный; формула катио на натрия Na"^. Сульфат — кислотный остаток, он образует анион. Это остаток серной кислоты H2SO4, в молекуле которой два атома водорода. Следовательно, заряд сульфат-аниона SOf" — 2-. ЗАДАНИЕ 8.1. Напишите формулы ионов, содержащихся в NaCl, Nb3P04, Са(НОз)2, Ге2(304)з. Соответственно, ионы нужно записывать в уравнении диссоциации как продукты. При этом, поскольку диссоциация — процесс обратимый (при удалении растворителя процесс идёт в обратном направлении), вместо знака равенства (=) ставят знак обратимости (^). Кроме того, уравнение диссоциации нужно уравнивать не только по элементам, но и по зарядам. Суммарный заряд и слева, и справа от знака обратимости должен быть одинаковым. Если диссоциирует незаряженное (нейтральное) вещество, суммарный заряд образующихся ионов равен нулю. ПРИМЕР 8.2. Уравнения диссоциации солей. 2Na^ -: 2А1®+ SO 2- л2- 380^ диссоциации соединении: Na2S04 • А12(804)з ^ -г ЗАДАНИЕ 8.2. Напишите уравнения NaCl, КазР04, Са(Шз)2, Ге2(804)з. При диссоциации кислот образуются катионы Н+ и анионы кислотного остатка, величина заряда которых равна числу катионов водорода. ПРИМЕР 8.3. НС1;= Н--f С1“. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато: сначала отрывается один ион Н"^, потом второй и так, пока они не закончатся. Реакция проходит в несколько стадий, а не сразу, из-за того что ион Н~ легче оторвать от нейтральной молекулы, чем от аниона. Чем больше ионов оторвалось от молекулы кислоты, тем труднее оторвать следующий. ПРИМЕР 8.4. H2SO4 ~ Н' -I- HSO4 (первая ступень) HSO7 = Н" SO 2- (вторая ступень) Однако для многоосновных кислот можно также записать и суммарное уравнение диссоциации, которое предполагает, что все атомы водорода отрываются от молекулы кислоты в виде ионов. Уравнения электролитической диссоциации Сванте Аррениус (Svante Arrhenius, 1859-1927) — великий шведский учёный. Разработал теорию электролитической диссоциации (за 20 лет до открытия ионной кристаллической решётки!). До него предполагалось, что вещество распадается на ионы только под действием электрического тока. Теория несколько лет не принималась научным сообществом — полагали, что ионы должны стремиться друг к другу, создавая электрический ток. Аррениусу стоило больших трудов убедить других учёных в том, что ионы перемешаны настолько равномерно, что электрического тока возникнуть не может. Кроме того, Аррениус внёс большой вклад в теорию скоростей химических реакций. В 1903 г. удостоен Нобелевской премии по химии. ПРИМЕР 8.5. 2- H2SO4 = 2Н- -f SO; (суммарное уравнение диссоциации) Что касается оснований, то при их диссоциации образуется катион металла (заряд которого равен валентности этого металла) и анионы ОН”. ПРИМЕР 8.6. Уравнения диссоциации оснований. NaOH Na” -f ОН” Са(ОН)г Са2+ f 20Н” ЗАДАНИЕ 8.3. Напишите уравнения диссоциации соединений: НС1, Н3РО4, КОН, Ва(ОН)2. Для многоосновных кислот напишите и уравнения ступенчатой диссоциации, и суммарное уравнение. ЭТО ИНТЕРЕСНО! ЭЛЕКТРОЛИТЫ В ПРИРОДНЫХ ВОДАХ В природной воде любого происхождения всегда растворены соли, поэтому природная вода проводит электрический ток. В 1 л пресной воды содержится обычно 200-500 мг солей, в 1 л морской — 35 г. В пресных водах преобладают гидрокарбоыат-аыионы HCOJ и катионы Са^"^ и а тежже присутствуют анионы С1” и SO^” и катионы Na'*'. Все эти ионы в пресной воде называются главными. Других ионов там гораздо меньше. В морской воде преобладают Na"*” и С1”, меньше — Са*"*", SO^” и НСО^. В природных водах гидрокарбонаты (в их растворе — щелочная среда) нейтрализуют попадающие туда кислоты. Реакции ионного обмена Теория электролитической диссоциации была разработана шведским учёным Аррениусом. С её помощью он дал новые определения кислотам, основаниям и солям. По Аррениусу: кислота — электролит, диссоциирующий с образованием Н'*’ основание — электролит, диссоциирующий с образованием ОН~ соль — электролит, диссоциирующий с образованием любых ионов, кроме Н~ и ОН" Контрольные вопросы 8.1. Приведите примеры катионов и анионов с разными зарядами. 8.2. Каков суммарный заряд всех ионов в электролите? 8.3. Что такое кислота и основание согласно теории электролитической диссоциации? 8.4. Приведите примеры реакций диссоциации кислоты и основания. Задание на дом 8.1. Напишите уравнения диссоциации соединений: NaNOa, Ва(КОз)г, КазР04, KA1(S04)2. Ва(ОН)2, HNO3. 8.2. Дистиллированная вода не проводит электрггческий ток, водопроводная— проводит. На что это указывает? 8.3? Какое количество ионов натрия Na"^ образуется при диссоциации 0,5 моль N33804? 0,5 моль Na3P04? 8.4. В сети Интернет найдите информацию о том, какие бывают минеральные воды. Какие марки минеральных вод можно отнести к хлоридно-натриевым? Сульфатно-кальциевым? Гидрокарбонатно-натриево-кальциевым? "ГАЛЬНАЯ ВОДА Питьевую воду берут из поверхностных или подземных вод. Согласно ГОСТу 13273-88, 1 л столовой питьевой воды может содержать не более 1 г солей. Если содержание солей выше, такая вода считается минеральной. Если концентрация солей превышает 10 г/л, то вода считается лечебной и пить её можно только по назначению врача. Дистиллированную воду пить нежелательно, так как это может привести к вымыванию солей из организма. Минеральные воды различаются по своему составу; на этикетке всегда должно быть указано содержание главных ионов — отдельно катионов и анионов; указывается также общая минерализация (т. е. масса всех растворённых солей в 1 л воды). В зависимости от состояния организма одни минеральные воды могут быть полезны, другие вредны. На этикетке также есть показания к применению и противопоказания. Кислые и основные соли Ресурсы Видеоматериалы • Опыты по теме «Электролиты и неэлектролиты». https://experiment.edu.ru/catalog.asp Теория электролитической диссоциации —» Электролиты и неэлектролиты Дополнительные материалы • Различные теории кислот и оснований. https://elementy.ru/trefil/S47context-20448 Справочные материалы • Биография С. Аррениуса. https://WWW.inf ormika.ru/text/database/chemy/Rus/Data/bio/bio\_.html Тесты • ЕГЭ: content/chapterlO/section/paragraphS/theory.html (Гл. 10.5). Электронные пособия • Модуль «Типы ионов», http:Wfcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Типы ионов“», http:Wfcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Составление уравнений диссоциации соединений с ионной и ковалентной полярной связью"», http:Wfcior.edu.ru § 9 Ки'лыс и ocHOBriu:e соли для ФАКУЛЬТАТИВНОГО ИЗУЧЕНИЯ Рекомендуется повторить: почему многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (§ 8). Из курса 8 класса вспомните, что такое основность кислоты и кислотность основания; что такое стехиометрическое соотношение; как кислоты взаимодействуют с металлами; как рассчитать массу одного компонента реакции, зная массу другого. — Напишите уравнения ступенчатой диссоциации H2SO4. — По какой ступени кислота H2SO4 сильнее? — Напишите уравнение реакции H2SO4 с цинком. Соли, с которыми мы до сих пор имели дело, называются средними. В их составе нет ни групп 0Н~, ни способных к диссоциации ионов Н~. Однако в многоосновных кислотах на металл может замещаться только часть атомов водорода (например, один). Тогда образуются кислые соли. Для этого основание должно быть в недостатке по сравнению с кислотой. Кислотные остатки, содержащие незамещённые атомы водорода, называются кислыми кислотными остатками; их валентность (и величина заряда) равна числу замещённых атомов водорода. ПРИМЕР 9.1. Если смешать NaOH с H2SO4 в молярном соотношении 1:1, образуется кислая соль гидросульфат натрия NaHS04: NaOH -Ь H2SO4 = NaHS04 4 Н2О Q Реакции ионного обмена Если же. взять эти реагенты в соотношении 2 : 1, то образуется средняя соль N02804: 2NaOH + H2SO4 = N02804 + 2Н2О ЗАДАНИЕ 9.1. Напишите все возможные реакции КОН с Н3РО4. ЗАДАНИЕ 9.2. Какая масса гидроксида натрия нужна, чтобы из 15 г Н28О4 получить NaH804? N02804? В названиях кислых солей перед кислотным остатком добавляют приставку гидро- (один атом водорода) или дигидро- (два атома водорода). ПРИМЕР 9.2. Гидросульфат натрия NaHS04, дигидрофосфат кальция Са(Н2Р04)2- ЗАДАНИЕ 9.3. Напишите формулы всех солей калия и угольной кислоты. Назовите их. Кислые соли способны реагировать как кислоты. В частности, они вступают в реакцию нейтрализации NaH804 + NaOH = N02804 Н2О могут реагировать с металлами 2NaH804 ~Zn = N02804 -ь Zn804 -h H2t и вытеснять более слабые кислоты NaH804 + CHgCOONa = N02804 + СН3СООН ЭТО ИНТЕРЕСНО! КАРСТЫ На огромных территориях под почвой находятся известняки — спрессованный карбонат кальция СаСОз. Толщу известняка часто пронизывают трещины, по которым стекает дождевая вода, а в ней всегда растворён углекислый газ СО2. При взаимодействии с водой СО2 образует угольную кислоту Н2СО3, которая реагирует с нерастворимым карбонатом кальция, превращая его в растворимый гидрокарбонат: Н2О -f СО2 3=i Н2СО3 СаСОз -(- Н2СО3 = Са(НСОз)2 В результате в известняках образуются так называемые карстовые полости, которые иногда превращаются в карстовые пещеры (см. цветной блок: рис. Ц-11). В карстовую полость могут провалиться верхние слои грунта, так образуются карстовые воронки (см. цветной блок: рис. Ц-12). Подземные карстовые полости очень трудно обнаружить. Поэтому до начала строительных работ необходимо проводить тщательную геологическую разведку, чтобы впоследствии на построенном объекте не случилось катастрофы. Кислые и основные соли Однако кислые соли — существенно слабее соответствующих незамещённых кислот. Это связано с тем, что в этом случае в роли кислоты, по сути, выступает анион. Оторвать ион Н" от отрицательно заряженной частицы гораздо труднее, чем от нейтральной. Так, фосфорная кислота Н3РО4 — кислота средней силы, а дигидрофосфат-анион НгРО^ — слабая кислота. ЗАДАНИЕ 9.4. Напишите все возможные уравнения реакций NaHaP04 с NaOH. Кислые соли можно также получить взаимодействием средних солей с кислотами: Na2S04 H2SO4 = 2NaHS04 ЗАДАНИЕ 9.5. Напишите уравнение реакции Na2HP04 с Н3РО4. Кроме кислых существуют основные соли. Их можно получить из оснований, заместив часть ОН-групп (но не все) на кислотный остаток. Основные соли содержат ОН-группы, например гидроксокарбонат меди (СиОН)гСОз. В кислой соли только часть атомов водорода кислоты замещена на металл (например, NaHS04). В средней соли все атомы водорода кислоты замещены на металл (например, N32804). Основная соль помимо кислотного остатка содержит группы —ОН (например, (СиОН)2СОз). Среди перечисленных веществ укажите кислые, средние и основные е соли: Са(НСОз)г, MgS04, Са5(0Н)(Р04)з, СаНР04, A1(0H)S04. Контрольные вопросы 9.1. Что такое кислая соль? Приведите примеры. 9.2. Что такое основная соль? Приведите примеры. Задание на дом 9.1. Напишите все возможные уравнения реакций между H2SO3 и Са(ОН)г. 9.2. Напишите уравнение реакции, которая будет протекать при пропускании H2S в раствор K2S. 9.3. Напишите возможные формулы солей бария и фосфорной кислоты. Назовите их. 9.4. Назовите соли: NaHS, Са(НСОз)2, KHSO4. 9.5. Какая масса гидроксида натрия нужна, чтобы из 20 г H2SO4 получить: а) сульфат натрия; б) гидросульфат натрия? 9.6. Какая масса фосфорной кислоты потребуется, чтобы из 20 г NaOH получить: а) гидрофосфат натрия; б) фосфат натрия? О о н Реакции ионного обмена ;1Й51| Ресурсы Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Электролитическая диссоциация"», http:\\fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Составление формул кислых и основных солей"♦, http:\\fcior.edu.ru, С. 41 Q Краткие уравнения реакций ионного обмена. Качественные реакции Рекомендуется повторить: теорию электролитической диссоциации (§ 8). Из курса 8 класса вспомните, что такое растворимость; как записывать формулы солей; типы ре£1кций (разложение, соединение, замещение, обмен). — Напишите уравнение диссоциации Na2S04. — Напишите формулу нитрата бария. Согласно теории электролитической диссоциации (§ 8), в водных растворах сильные электролиты распадаются на положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Как уже говорилось, диссоциация — процесс обратимый. Не только нейтральный электролит может распадаться на ионы, но и ионы могут соединяться в нейтральные соединения. В частности, это происходит при образовании нерастворимой соли (осадка). Процесс, обратный диссоциации, — движущая сила реакций между растворами электролитов. Рис. 17.Реакция карбоната с кислотой с образованием углекислого газа СОг Если в растворе оказывается несколько разных электролитов, то содержащиеся в них ионы могут соединяться друг с другом с образованием нейтрального соединения. Это происходит, если: • образуется малорастворимое соединение (осадок); • выделяется газ (рис. 17); • образуется слабый электролит. Это правило получило название «правило Бертолле». О том, будет ли при взаимодействии ионов выпадать осадок, можно узнать по таблице растворимости (табл. III. 1). В таблице растворимости границы между растворимыми и нерастворимыми веществами условны и приведены для концентраций исходных растворов примерно 1%. Малорастворимым здесь считается вещество, если при 20 °С в 100 г воды растворяется от 0,05 до 1г вещества. Краткие уравнения реакций ионного обмена 1 Таблица растворимости Таблица III. 1 X 19 Z О) < (N О) Z + (N Я U (N <2 4- гы Э и •4- гч е N РЧ л а •4“ РЧ е Z (N о о РЧ £ + ф 1^ т < ■г и ОН- * р р _в м м р н н н н н н н н н F- р* р р р м н н р м н м м м м м м С|- р р р н р р р р р м р р р р р р Вг- р р р н р р р р р м р р р р р р |- р р р н р р р - р м р р р - р р NO3- р р р р р р р р р р р р р р р р СН3СОО- р* р р р р р р р р р р р р - р р СО^- р р н м н н н н н н н н - - - SO^- _б р р н м н н - н н н н н - - - SO^- р р р м р м н р р н р р р р р р S2- м* р р н + + -1- н н н н н н - + + РО^- р р р н м н н н н н н н н н н н Обозначения: Р — растворимое соединение, М — малорастворимое соединение, Н — нерастворимое соединение, Н— соединение разлг1гается водой,---соеди- нение не существует, * — слабый электролит. Ожидаемые продукты разлагаются в следующих случаях: а) 2Н+ -1- СО^“ = НгО -Н COzt б) 2Н+ + SO^~ = НгО -I- SO2T в) 2Ag“^-Ь 20Н“ = Айг04(коричневый) + НгО (см. цветной блок: рис. Ц-13). растворимым — больше 1 г, нерастворимым — меньше 0,05 г. Из очень разбавленных растворов могут не выпадать в осадок даже те вещества, которые в таблице отмечены как нерастворимые. Наоборот, если смешать концентрированные растворы КС1 и NaNOa, то из такого раствора при охлаждении выпадет осадок KNO3, хотя, согласно таблице, это вещество растворимо. Растворимы ли в воде соединения: AgNOa, ВаС1г, BaS04, CuS? Пользуясь таблицей растворимости, назовите нерастворимые хлориды; нерастворимые сульфаты. Реакции ионного обмена Какие катионы образуют только растворимые соли? Какие анионы образуют только растворимые соли? Вне зависимости от того, как ионы попали в раствор, они взаимодействуют там одинаково, т. е. ионы определённого вида проявляют характерные, присущие им химические свойства. Например, если к раствору, содержащему анион С1~, добавить раствор, содержащий катион Ag"^, всегда выпадет осадок AgCl (рис. 18) Рис. 18. Реакция между ионами Ag~ и С1“ Ag* -f Cl — AgCl Такая запись уравнения реакций между ионами называется кратким ионным уравнением (К). Оно описывает результат реакции между растворами любых веществ, если там присутствуют ионы Ag"" и С1". Не имеет значения, какой хлорид был в исходном растворе: хлорид натрия, хлорид кальция, хлорид железа или смесь хлоридов разных металлов — все они диссоциируют в растворе с образованием анионов С1“. Аналогично не играет роли и то, раствор какой соли серебра добавляли к раствору хлорида: раствор нитрата серебра, фторида серебра или ацетата серебра — ведь во всех этих растворах присутствуют катионы Ag+. Таким образом, одно краткое ионное уравнение описывает не одну реакцию, а сразу несколько. Краткое ионное уравнение (К) основано на таблице растворимости В KPATKONi .:u:iHOM УРАВНЕНИИ • слева — ионы (реагенты); • справа — нейтральные продукты. Краткое ионное уравнение показывает результат реакции между ионами, если они образуют осадок, газ или слабый электролит, т. е. если эта реакция идёт. Какую формулу имеет белый осадок, выпадающий при добавлении соли серебра к раствору, содержащему хлориды? Если реакция между ионами приводит к образованию осадка, газа или слабого электролита (правило Бертолле), то для этой реакции можно записать краткое ионное уравнение. Если взаимодействие не соответствует правилу Бертолле, реакция между ионами не идёт (будем обозначать ^). Краткие уравнения реакций ионного обмена Клод Луи Бертолле (Claude Louis Berthollet, 1748-1822) — французский химик, экспериментатор и всеохватывающий теоретик. Как экспериментатор всесторонне исследовал хлор, хотя и считал его (как и все современники) сложным веществом («окисью мурия»). Разработал применение хлора для отбеливания тканей и получил хлорат калия («бертолетову соль»). Определил со став ряда газов (в том числе аммиака). Экспери ментально доказал отсутствие кислорода в некото рых кислотах (сероводороде и синильной кислоте) тем самым опровергнув общепринятую тогда тео рию Лавуазье. Две догадки Бертолле настолько опередили своё время, что сначала были отвергнуты, но потом нашли своё приложение (хотя и более скромное, чем думал сам Бертолле). Так, исследуя состав природной соды (в которой оказалось переменное количество кристаллизационной воды), Бертолле предположил, что вещества не имеют постоянного состава. После многочисленных экспериментов и жарких дебатов утвердилась противоположная точка зрения — что все соединения имеют постоянный состав. Однако почти через 100 лет после смерти Бертолле его мнение получило экспериментальное подтверждение — были обнаружены соединения с переменным составом, названные в его честь бертоллидами. Вторая догадка — общее правило, согласно которому реакции идут до конца, если в результате образуется осадок, выделяется газ или вода. Сначала было найдено много примеров, опровергающих это правило, однако потом выяснилось, что для ионообменных реакций оно, тем не менее, работает. Правило было сформулировано верно, хотя понятие «ион* было введено через полвека после Бертолле. ПРИМЕР 10.1. При взаимодействии ионов и SO.^" образу- ется нерастворимое вещество: Краткая запись: + SOj- = BaS04i ПРИМЕР 10.2. Ионы К ■ и NOJ в воде не взаимодействуют, так как нитрат калия KNO3 — растворимая соль. Краткая запись: К’ — NOJ Ф ЗАДАНИЕ 10.1. Напишите краткие ионные уравнения для реакций в разбавленных растворах между ионами и SO^"; Fe3+ и ОН-; Ва2+ и С1~; Са^^ и РО^“. Реакция нейтрализации (кислота + основание) сводится к взаимодействию между ионами Н^ из кислоты и ОН~ из основания. Её краткое ионное уравнение выглядит так: Н+ + ОН" = Н2О Реакции ионного обмена й О Также есть ещё три пары ионов, против которых в таблице растворимости стоит прочерк В результате их взаимодей- ствия образуются неустойчивые гидроксиды, которые немедленно распадаются на оксид и воду. 2Н* + СО§" = Н2О ^ СО2 t 2Н- - SO|~ = Н2О -г SO2 2Ag- + 20Н- = Ag20 4. +Н2О (коричневый) ЗАДАНИЕ 10.2. Напишите формулу газа, выделяющегося при взаимодействии карбонатов с кислотами. Присутствие некоторых ионов можно обнаружить с помощью качественных реакций— особых (специфических) реакций с определённым реагентом, в которые вступает только данный ион. Например, хлорид-ионы можно обнаружить по выпадению белого осадка AgCl в реакции с AgNOs (рис. 18): Ag+ -1- С1“ = AgCl i Некоторые другие ионы (POj", СОд~) тоже дают осадки с этим реагентом, однако эти осадки растворяются в HNO3, а осадок AgCl — нет. Поэтому если при добавлении соли серебра к неизвестному раствору выпадает белый осадок, нерастворимый в азотной кислоте, значит, в растворе содержатся хлорид-ионы. Говорят, что ионы серебра Ag^ — реагент на хлорид-ионы. Реагент на вещество — реагент, вступающий с данным веществом в качественную реакцию и тем самым позволяющий его обнаружить. ЗАДАНИЕ 10.3. При помощи каких ионов можно обнаружить ионы SO^”? ЗАДАНИЕ 10.4. При помощи какого реагента можно обнаружить в растворе карбонат? Напишите краткое ионное уравнение этой реакции и укажите, что при этом наблюдается. Контрольные вопросы 10.1. Что такое краткое ионное уравнение? 10.2. Сформулируйте правило Бертолле. 10.3. Что такое качественная реакция? Краткие уравнения реакций ионного обмена Задание на дом 10.1. Напишите краткие ионные уравнения для взаимодействий: а) Ag “ + РО®-; б) Са2+ +00^": в) Си** + SO*"; г)А1*++0Н"; д)7п*++СГ: е)Ва*+ + РО*". 10.2. Если к водопроводной воде добавить раствор AgNOs, то выпадет белый осадок. О чём это говорит? 10.3. В некоторых минеральных водах присутствуют сульфат-ионы. Напишите уравнение качественной реакции, которая может подтвердить их присутствие. О о о Практическая работа № 2а ОБНАРУЖЕНИЕ ИОНОВ ПРИ ПОМОЩИ КАЧЕСТВЕННЫХ РЕАКЦИЙ Рекомендуется повторить тему «Краткие ионные уравнения ионообменных реакций. Качественные реакции* (§ 10). Из курса 8 класса вспомните признаки химических реакций, в первую очередь — как выглядит осадок. Задача. В четырёх пронумерованных пробирках могут находиться хлорид, сульфат и карбонат натрия, причём некоторых из этих соединений там может не быть, а другие могут повторяться (в двух или более пробирках). Воспользовавшись реактивами (из списка), определить, в какой пробирке какое вещество находится. Записать краткие ионные уравнения реакций. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций), ёмкость для дистиллированной воды, ёмкость для слива. Реактивы. Четыре пробирки с пробами; растворы HNO3, AgNOa, Ва(НОз)2. Чем обусловлено, что для испытания выбраны соли натрия, щА а все реактивы для анализа пробы содержат остаток азотной кислоты? Ход работы. 1. На основе таблицы растворимости составляют таблицу ожидаемых взаимодействий, вписав в клетки краткое ионное уравнение реакции, и обязательно отмечают выпадение осадка (4,), и выделение газа (|)- Если реакция не идёт — ставят прочерк. Поскольку соединения Na" и NO3 растворимы, эти ионы не записывают в кратких ионных уравнениях. Реакции ионного обмена Таблица ожидаемых взаимодействий (с указанием осадков и газов) Участвующие вещества HNO3 AgNOa Ba(N03)2 Участвующие ионы Ag^ Ва^+ NaCl СГ Na2C03 СО^ N82804 so^- 2. Пробу Л'« 1 разделяют по трём пробиркам. К первой добавляют раствор HNO3, ко второй — раствор AgNOa, к третьей— раствор Ва(КОз)г. Результаты наблюдений записывают в таблице наблюдений (см. ниже), где отмечают образование осадка (|) и/или газа (t). Сравнивая результат с таблицей ожидаемых взаимодействий, делают вывод, какой анион находится в данной пробе. 3. Повторяют то же самое с пробами >(«?(• 2, 3 и 4. Наблюдения HNO3 AgNOa Ba(N03)z Вывод 1 2 3 4 О Практическая работа № 26 ИССЛЕДОВАНИЕ СОСТАВА МИНЕРАЛЬНЫХ ВОД Рекомендуется повторить тему «Краткие ионные уравнения ионообменных реакций. Качественные реакции* (§ 10). Из курса 8 класса вспомните признаки химических реакций. Практически во всех минеральных водах присутствуют анионы С1“, SO^”, НСО3 и катионы Са^"*", Na~ и К~. В зависимо- сти от марки минеральной воды концентрация солей в ней различается в десятки раз. По преобладанию тех или иных анионов выделяют хлоридные, сульфатные и гидрокарбонатные минеральные воды, а катионов — кальциевые и натриевые. Реагенты на С1~, SO^~, НСО3 и (Са^"*" 4-Mg^"^) приведены в таблице ниже. Заполните её самостоятельно. В результате реакций выпадает осадок или выделяется газ. По их интенсивности можно оценить концентрацию тех или иных ионов в водах. Краткие уравнения реакций ионного обмена Ионы Реагент (ион) Краткое иоиное уравнение Наблюде- ния СГ AgNOa (Ag~) 80^ Ba(N0a)2 (Ва^^) НСОз HCl или HNOa (H^^) NaaCOa (C0^“) Задача. Выдано три пробы минеральной воды и перечень марок минеральных вод, где указаны их составы (концентрации ионов). Задача — по интенсивности аналитических реакций определить, какая вода в какой пробирке находится. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций), ёмкость для дистиллированной воды, ёмкость для слива. Реактивы. Пробы; растворы HNO3, AgNOa, Ba(NOa)2. Ход работы. Берут три пробирки. В первую наливают небольшую порцию пробы №1, во вторую — №2, в третью — № 3. Объёмы порций должны быть примерно одинаковы. Ко всем трём пробам добавляют несколько капель реагента на С1“. Пробы располагают в ряд по увеличению концентрации хлоридов, оценивая её по обилию осадка. Минеральные воды располагают в порядке увеличения концентрации хлоридов (основываясь на данных о составе вод). Сравнивают оба этих ряда и делают выводы. Повторяют ход работы с реагентами на сульфаты, гидрокарбонаты, а также на кальций и магний. Выводы по каждому реагенту не должны противоречить друг другу. Отчёт. Для каждого исследуемого иона заполняют таблицу. Наблюдения 1 2 3 Ион Реагент Усиление эффекта Вывод В конце работы записывают общий вывод, где указывают, какая вода в какой пробирке находится. Ресурсы Видеоматериалы • Ионооб.менные реакции. https://8chool-collection.edu.ru. Коллекции -> Предметные коллекции Химия —»• Неорганическая химия. Видеоопыты -+ Теория электролитической диссоциации Ионные реакции в растворах. Реакции ионного обмена Взаимодействие кислот с солями. https://8chool-collection.edu.ru, Коллекции Химия -V Неорганическая химия. Видеоопыты Соли -+ Соли. Предметные коллекции -у ■ Растворы. Вода. Основания. Имитация эксперимента • Модуль «Лабораторная работа „Обменные реакции в растворах электролитов"*, http:\\fcior.edu.ru О §11 Формы записи уравнений реакций ионного обмена Рекомендуется повторить: что такое электролитическая диссоциация (§ 8); краткие ионные уравнения и правило Бертолле (§ 10). — Напишите уравнение реакции между Ag* и СОд~. — Напишите формулу карбоната серебра. В предыдущем параграфе обсуждалось, что ионы соединяются друг с другом, если в результате образуется осадок, газ или слабый электролит (правило Бертолле). Например, ионы Ag"*" реагируют с ионами С1“, что можно записать кратким ионным уравнением: Ag~ -h С1“ = AgCl i Однако ионы не существуют сами по себе — они существуют только в составе нейтральных веществ — электролитов. Поэтому чтобы прошла реакция между ионами, нужно смешать как минимум два раствора электролитов. Например, ионы Ag"^ можно внести в виде раствора AgNOs, а ионы С1~ — в виде раствора NaCl. Если два исходных реагента обмениваются своими катионами, то получатся два новых вещества. Эти же новые вещества получатся, если они обменяются анионами (рис. 19). Такие реакции называются ионообменными и, в соответствии с правилом Бертолле, идут, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит. Ионообменная реакция — реакция между двумя электролитами, в которой происходит обмен ионами. Ионообменные реакции идут, если в результате: • выделяется газ (|) • выпадает осадок (4,) • образуется слабый электролит Формы записи уравнений реакций ионного обмена Рис. 19. Ионообменная реакция. Результат реакции не зависит от того, происходит обмен анионами или обмен катионами В нашем примере реакция между AgNOa и NaCl идёт, потому что образуется нерастворимое вещество: AgNOa + NaCl = AgCl | +NaNOa Такая запись реакции называется молекулярным уравнением (М) ионообменной реакции. Продукты и реагенты записаны здесь как нейтральные соединения (именно такие формулы записаны на склянках с реактивами). Большинство электролитов — ионные соединения, и никаких молекул в них нет, такой способ обозначения удобен и сложился традиционно. С ионами NO3 и Na"*" в этой реакции ничего не произошло: они как были в растворе, так там и остались. Они выступают в качестве противоионов, роль которых — компенсировать заряд ионов Ag~ и С1“. В полном ионном уравнении (П) все растворимые сильные электролиты записываются в виде ионов, а нерастворимые и слабые электролиты — в виде нейтральных соединений: Ag^ + NO3 -)- Na -)- Cl = AgCl4. + Na -h NO3 Полное ионное уравнение отражает поведение частиц, находящихся в растворе. Полное ионное и молекулярное уравнения соответствуют друг другу. Молекулярное уравнение — все участники реакции (слева и справа) записаны как нейтральные частицы. Полное ионное уравнение — все растворимые сильные электролиты записаны как ионы, а нерастворимые и слабые электролиты — как нейтральные соединения. Краткое ионное уравнение — отражает взаимодействие между ионами, в результате которого образуются осадок, газ или слабый электролит. Реакции ионного обмена ЗАДАНИЕ 11.1. Напишите полные ионные уравнения, соответствующие молекулярным уравнениям: CaCl2 -Ь Na2C0a = СаСОз4 -Ь 2NaCl НазР04 + SAgNOg = AggP04; + 3NaNOg К2СО3 + 2НС1 = 2КС1 + Н2О + СОгТ ЗАДАНИЕ 11.2. Напишите молекулярные уравнения, соответствующие полным ионным уравнениям: Cu2" + 2NO3 + 2Na" +S^-= Cu&i+2NO3 -Ь 2Na+ Fe^+ + ЗСГ - 3K^ -f ЗОН- = Ре(0Н)з1 -f ЗСГ 4- 3K~ 2Ag- Ч 2NO3 -b 2Na- + 20H' = Ag2Ql.+H2O+2NOg -f 2Na^ Нетрудно заметить, что в полном ионном уравнении слева и справа содержатся одни и те же частицы. Это те самые противоионы, которые компенсируют заряд ионов, участвующих в реакции. Если уравнение упростить (как алгебраическое), то останется краткое ионное уравнение (К): Ag- 4 4-^ + Cr =AgCn+^ + }^ Ag^ +C1" = AgCU ЗАДАНИЕ 11.3. Напишите краткие ионные уравнения, соответствующие полным: а) Zn2+ -ь 2NOJ 4- Са^+ 4- = ZnS 1. -h Са^"- -4 2NO3 б) Ва2+ + 2С1- + 2К- 80^" = BaS04i + 2С1" + 2К+ в) 2Н+ + 2Вг- + 2Na+ + = HgSt + 2Br~ + 2Na+ ЗАДАНИЕ 11.4. Напишите полные и краткие ионные уравнения, соответствующие молекулярным: а) Mg(N0g)2 + 2К0Н = Mg(0H)2i + 2KNO3 б) 3CaS 4- 2NagP04 = Cag(P04)2 4- -t- 3Na2S B) Ba(0H)2 2HC1 = BaClg + H2O Одному краткому ионному уравнению может соответствовать несколько полных ионных уравнений, а значит, несколько молекулярных уравнений. Например, для краткого ионного уравнения Ag* 4-01" = AgCU были записаны полное ионное уравнение Ag- ^ NO3 -f Na- + Cr = AgCU -4 Na^ + NOJ Формы записи уравнений реакций ионного обмена и молекулярное уравнение AgNOa + NaCl = AgCU + NaNOa Но этому краткому уравнению соответствуют реакции между любой растворимой солью серебра и любым растворимым хлоридом, ведь во всех этих реакциях образуется осадок AgCU. Например: полные ионные уравнения 2Ag+-f2CHaCOO-+Ca2++2Cr=2AgCli-fCa2++2CHaCOO-2Ag++SO|- + 2H+ + 2Cl- = 2AgCl|-f2H++2SO^-молекулярные уравнения 2AgCHaCOO -f CaCU = 2AgCU + Са(СНаСОО)2 Ag2S04 + 2HC1 = 2 AgCU + H2SO4 Иногда возможны реакции, в которых краткое ионное уравнение совпадает с полным. Например, в реакции между Ва(ОН)2 и H2SO4 один продукт (BaS04) нерастворим, а второй (Н2О) — слабый электролит: Ва^+ + 20Н" -f 2Н+ + SO^- = BaS04 4- + 2НгО ЗАДАНИЕ 11.5. Напишите молекулярное уравнение для рассмотренного выше ионного уравнения. ЗАДАНИЕ 11.6. Приведите примеры полного ионного и молекулярного уравнений, чтобы они соответствовали краткому ионному уравнению. а) Ва2" -Ь 80^- = BaS04 ; б) 2Н+ -f С0|" = Н2О -Н СО2 Т ЗАДАНИЕ 11.7. Приведите ещё один-два примера реакций, в которых краткое и полное ионные уравнения совпадают. Контрольные вопросы 11.1. в чём различие между молекулярным, полным ионным и кратким ионным уравнениями? Задание на дом 11.1. Напишите краткие ионные уравнения, соответствующие полным: а) -г 2К0Г + 2К~ - = PbS 1. J- 2Ы0Г + 2К б) 2H^-bS0: 2- -'3 2Na‘ 20Н“ = 2НгО 80^ 2- -f2Na+ в) ЗСа2+ -г 6СГ + 6Na~ + 2Р0^~ = Саз(Р04)24- -Ь 6СГ -ь 6Na+ 1 Реакции ионного обмена О 11.2. Напишите молекулярные уравнения реакций, соответствующие уравнениям из задания 11.1. 11.3. Напишите полные и краткие ионные уравнения, соответствующие молекулярным: а) Na2S04 + Pb(N03)2 = PbS04i + 2NaN03 б) CaCla + 2AgN03 = 2AgCU + Са(ЫОз)2 в) Сг2(804)з + ЗВа(ОН)2 = 2Сг{ОН)з4- + 3BaS044, 11.4. Напишите по два полных ионных уравнения и по два молекулярных уравнения на основе краткого ионного уравнения, соответствующие молекулярным: Си^-^ + 20Н" =Си(ОН)г4. 11.5. Какая масса нитрата серебра нужна для получения 10 г фосфата серебра? 11.6. Какая масса хлорида бария может прореагировать с 10 г сульфата калия? Q § 12 Составление уравнений ионообменных реакций Рекомендуется повторить: электролитическая диссоциация (§ 8), правило Бертолле и различные формы записи уравнений ионообменных реакций (§ 10, 11). Из курса 8 класса вспомните, как составлять формулы солей. — Напишите уравнение диссоциации Са(НОз)г. — Напишите краткое ионное уравнение для реакции Ag"*" -i- COg~. В предыдущем параграфе обсуждались разные формы записи ионообменных реакций. Однако при этом во всех заданиях все коэффициенты в уравнениях уже были правильно поставлены. А как быть, если мы должны расставить эти коэффициенты самостоятельно? Этому мы и будем здесь учиться. Обычно в заданиях на составление уравнений реакций дают формулы нейтральных электролитов, поскольку именно нейтральные электролиты химики берут из банок и склянок. Но молекулярное уравнение ионообменной реакции всегда основано на кратком ионном уравнении (§ 11). Составление молекулярного уравнения (М), как всегда, начинается с записи формул реагентов в молекулярной форме (левая часть). Ниже переписывают формулы электролитов в виде ионов (левая часть полного ионного уравнения, П). Мысленно обменивают ионы и выясняют, образуется ли газ, осадок или слабый электролит. Если нет, значит, реакция не идёт — знаки равенства перечёркивают и запись прекращают. Если да, то дописывают Составление уравнений ионообменных реакций схему в краткой ионной форме и уравнивают. После этого движутся по цепочке назад. Записывают правую часть П и уравнивают. Не забывайте, что П надо уравнять не только по атомам, но и по зарядам: и слева, и справа от знака равенства суммар ный заряд должен быть нулевым. Уравняв П, расставляют на основе П коэффициенты в М. ПОРЯДОК СОСТАВЛЕНИЯ УРАВНЕНИЙ ИОНООБМЕННЫХ РЕАКЦИЙ 1. Записать левую часть М (схему) 2. Записать левую часть П (схему) 3. Записать К (сначала схему, которую уравнять) 4. Записать правую часть П (схему) 5. Уравнять П 6. Записать М М реагенты = продукты i Т П реагенты = продукты i t К реагенты-^продукты В результате записи всех этих уравнений займут три строки: М, П, К (алгоритм 1). ПРИМЕР 12.1. Запишите уравнение реакции ВаС1г с МагВО^. М: ВаСЬ -Ь N82804 =BaS04i-f 2NaCl \ Т П:Ва2+ + 2СГ -ь 2Na- + SOf" = BaS04i + 2СГ + 2Na+ / t К: Ва‘^+-|- 80^- =Ва804 4- При некотором навыке для ионообменной реакции можно написать сразу молекулярное уравнение без ионного (алгоритм 2). Для этого следует мысленно обменять анионы электролитов и проверить по таблице растворимости, образуется при этом осадок, газ или слабый электролит. Если образуется — реакция идёт. Тогда записывают формулы образуюгцихся веществ и уравнивают полученную реакцию. ЗАДАНИЕ 12.1. Напишите уравнения реакций: а) СаОг -I- Na2C03 = б) C11SO4 AICI3 = в) AI2(804)3 + ВаГЛа = г) NaaCOg t HNO3 = Контрольные вопросы 12.1. В каких случаях между электролитами в растворах идёт реакция? Реакции ионного обмена Алгоритм 1. Составление уравнений ионообменных реакций Задача. Написать уравнение реакции между CUSO4 и КазР04. Шаг Пример 1. Згшисать формулы реагентов CUSO4 -1- ЫазР04 = 2. Ниже (второй строкой) записать исходные реагенты в ионной форме CUSO4 -f ЫазР04 = Си^+ч-ВО^Ч-ЗЫа +РО^“ = 3. Какие сочетания ионов получатся при их обмене? Образуют ли они осадок, газ или слабый электролит? и РО®" нерастворимо Na * и SO^- растворимо 4. Если таких сочетаний нет, перечеркнуть знаки равенства — реакция не идёт Реакция идёт 5. Если есть — в третьей строке записать и уравнять краткое ионное уравнение C11SO4 + КазР04 = Сц2+ -1- 80^- -(- 3Na ■ -t- Р0^‘“ = 3Cu=^+ -г 2Р0^- = Сиз(Р04)24- 6. Из краткого ионного уравнения переписать в полное ионное уравнение продукт, а также все коэффициенты CUSO4 г Na3P04 = 3Cu^+ -ь SOf" ч- 3Na+ -ь 2РО4" = Сиз(Р04)г -ь ЗСц2+ -f 2РОЗ- = Cu3(P04)zi 7. Уравнять противоионы в левой части П (каждый ион, участвующий в реакции, должен иметь противоион, чтобы все они сформировали соли) CUSO4 + КазР04 = 3Cu2+ -г 380^- 6Na- -)- 2Р0^~ = = Сиз(Р04)2 + 3Cu2+ -f 2Р0®- = Сиз(Р04)24- 8. Переписать противоионы с соответствующими коэффициентами из левой части П в правую C11SO4 + Na3p04 = 3Cu^+ Ч- 380^" ч- 6Na-*- ч- 2Р0^" = = Сиз(Р04)2ЧЧ- 6Na+ -г 380|“ ЗСи^-^ Ч- 2Р0®- = Сиз(Р04)24- 9. Дописать правую часть М, объединив противоионы в соль. Расставить коэффициенты 3C11SO4 4- 2ЫазР04 = = Cu3(P0^)24'“b3Na2S04 3Cu^+ Ч- 380^“ ч- 6Na^ Ч- 2Р0^~ = = Cu3(P04)2i+ 6Na+ + 380^-3Cu2++2PO^- = Cu3(P04)2i Что же получим в итоге? М : 3CUSO4 2Na3P04 = Сиз(Р04)г4-н ЗКаз804 П : ЗСи^^ -f 3SOl~ + 6Na+ - 2Р04~ = Сиз(Р04)г4.+ 6Na+ ч- 3SO4" К : ЗСи^+ -ь 2РО4" = Сиз(Р04)г i Составление уравнений ионообменных реакций Алгоритм 2. Составление уравнения ионообменной реакции, минуя ионные уравнения Задача. Написать уравнение реакции между CuSO^ и ЫазР04. Шаг Пример 1. Записать формулы реагентов и поставить между ними знак плюс «+» CUSO4 + ЫазР04 = 2. Мысленно провести обмен ионами. Выяснить, образуют ли полученные сочетания осадок, газ или слабый электролит Си^"* и РО^~ нерастворимо. Na^ и SO^~ растворимо 3. Если не образуют, перечеркнуть знаки равенства — реакция не идёт Реакция идёт 4. Если реакция идёт, то записать после знака равенства формулы веществ, образующихся в результате обмена ионами C11SO4 + МазР04 = = Сиз(Р04)24,ч- Na2S04 5. Уравнять реакцию по катиону и по аниону первого продукта 3C11SO4 -f 2ЫазР04=Сиз(Р0^)2>И" 6. Уравнять реакцию по катиону и аниону второго продукта 3C11SO4 -f 2Na3P04 = = Сиз(Р04)2^4- 3Na2S04 7. Проверить, уравнены ли коэффициенты в реакции Си: 3 = 3 (слева 3 атома Си, справа тоже 3 атома Си) SO4: 3 = 3 Na: 2 3 = 3 2 РО4: 2 = 2 Реакция уравнена по всем компонентам Задание на дом 12.1. Напишите уравнения реакций веществ в строках таблицы с веществами в столбцах. Малорастворимые вещества считайте нерастворимыми. Если реакция не идёт, поставьте прочерк. МазР04 Na2C03 Pb(N03)2 H2SO4 AICI3 а) б) в) НазР04 г) д) е) КагСОз ж) з) Pb(N03)2 и) Реакции ионного обмена Ж Домашний эксперимент Реакции ионного обмена 1. Наберите в ложку немного питьевой соды ЫаНСОз и капните на неё немного уксусной кислоты СН3СООН (уксуса или эссенции). Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. 2. Если у вас есть кальциевая минеральная вода (её состав должен быть указан на этикетке), можно проделать следующий опыт. Возьмите карбонат натрия Na2C03 — стиральную соду. Его можно получить из питьевой соды ЫаНСОз, нагревая порошок питьевой соды на пламени газовой плиты на кухне в алюминиевой ложке или, ещё лучше, её концентрированный раствор в кастрюльке: 2ЫаНСОз = НагСОз f Н2О + СО2 Т Теперь возьмите немного минеральной воды и добавьте к ней раствор соды. Что наблюдается? Напишите уравнение реакции. Ресурсы Видеоматериалы • Опыты по теме «Ионообменные реакции». https://school-collection.edu.ru/ Коллекции -» Предметные коллекции -» Химия —» Неорганическая химия. Видеоопыты —» Теория электролитической диссоциации -» Ионные реакции в растворах. • Отдельные ионообменные реакции. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook записи от 24-09-2008 13:12 и 18-05-2008 17:46. Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Составление ионных уравнений химических реакций" * https://fcior.edu.ru Q Практическая работа № За ПРОВЕДЕНИЕ ИОНООБМЕННЫХ РЕАКЦИЙ Рекомендуется повторить: ных реакций (§ 12). как составлять уравнения ионообмен- Задача. Провести и описать реакции. Если они идут, написать уравнения реакций. Если в реакции выделяется газ или выпадает осадок, написать формулу этого продукта. Результаты оформить в виде таблицы. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций), ёмкость для дистиллированной воды, ёмкость для слива. Составление уравнений ионообменных реакций Реактивы. См. таблицу. Реагенты Описание Уравнение Фор.мула прюдукта, удаляющегося из реакционной смеси (осадка/газа) CUSO4 + Ва(ПОз)2 CUSO4 + NaOH Ba(N03)2 + NaaCOs HNO3 + NaaCOa AICI3 t AgNOa AgNOa -I- NaaCOa AgNOa -1- NaOH CrCla + Ba(NOa)2 Практическая работа № 36 РАСПОЗНАВАНИЕ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ БЕЗ ИСПОЛЬЗОВАНИЯ ДРУГИХ РЕАГЕНТОВ Рекомендуется повторить: как составлять уравнения ионообмен-ных реакций (§ 12). Задача. Выданы четыре пронумерованных пробирки с растворами четырёх электролитов (перечень электролитов прилагается). Определить, какой электролит находится в каждой пробирке. Другие реактивы использовать нельзя. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций). Указания. Используют метод парных взаимодействий (попарно смешивают содержимое пробирок). Составляют таблицу ожидаемых парных взаимодействий (см. пример ниже). Под таблицей записывают уравнения реакций. В правом столбце указывают, какие видимые эффекты наблюдаются (осадок, газ). Реактивы в задании подобраны так, что число случаев выделения газа и осадка везде разное. После практического выполнения работы заполняют таблицу наблюдаемых парных взаимодействий и сравнивают её с таблицей ожидаемых взаимодействий. В ответе указывают номер пробирки и вещество, которое там находится. Реакции ионного обмена ПРИМЕР 12.2. Выданы три вещества: AgNO^, ЫагСОз и HNO3. Ожидаемые взаимодействия между ними указаны. AgNOa ЫагСОз HNO3 Эффект AgNOa THrxCir 4- - U ПагСОз 4. t U-Ht HNO3 - Г It Предположим, что при проведении парных реакций между пробами получилась следующая таблица наблюдаемых взаимодействий. 1 2 3 Эффект Вывод 1 t — It HNO3 2 А u-flt NaaCOs 3 — V»- 14- AgNOg Поведение вещества из пробирки 1 соответствует HNO3 (один газ со всеми остальными веществами), вещества № 2 — МазСОз, вещества .Ч« 3 — AgNOs, что и записывают в выводе. Ход работы. Составляют таблицу наблюдаемых взаимодействий. Когда таблица составлена, берут вещество № 1 и разливают по трём пробиркам. К первой пробирке добавляют вещество 2, ко второй — 3, к третьей — JVM. Записывают наблюдения, заполняя первую строчку таблицы наблюдаемых взаимодействий. Аналогичную процедуру выполняют с веществом № 2, заполняя вторую строку таблицы. Далее заполняют строку 3. Отчёт. Оформляют в виде таблицы ожидаемых взаимодействий; внизу записывают уравнения реакций. Заполняют таблицу. Делают вывод (номер пробирки — вещество). Ресурсы по всей теме Тесты э.чектронные • Модуль «Тесты по теме „Основные положения теории электролитической дис-социации“», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Кислоты в свете теории электролитической диссоциации" ♦, http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Основания в свете теории электролитической диссоциации"», http:\\fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Соли в свете теории электролитической диссоциации"», http:Wfcior.edu.ru Основные свойства аммиака § 13 Основные свойства аммиака Рекомендуется повторить: что такое электронная формула, непо-делённая пара, пустая валентная орбиталь; как образуется ковалентная связь (§ 2); что такое краткое ионное, полное ионное и молекулярное уравнения (§§ 10, 11). Из курса 8 класса вспомните структурную формулу аммиака. — Напишите электронную формулу азота. — Напишите структурную формулу аммиака NH3, укажите неподелён-ную электронную пару. — Как образуется ковалентная связь? — Дайте определение основания по Аррениусу. — Как надо нюхать химические реактивы? Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (или планшет для капельных реакций). Реактивы. 5%-й водный раствор NH3, 10%-й водный раствор НС1, твёрдый NH4C1, твёрдый NaOH, хлорид железа (III) FeCla, раствор фенолфталеина, универсальная индикаторная бумага. NaOH и HCI — едкие вещества. NH3 имеет резкий запах. О ОПЫТ 13.1. Определение запаха раствора аммиака. Соблюдая меры предосторожности, нюхают водный раствор аммиака. Запоминают этот запах. Д / ОПЫТ 13.2. Испытание раствора аммиака индикатором. Отливают в пробирку немного аммиака и капают туда 1-2 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдается? Д АММИАК Газ с резким запахом МНз ‘кип — ^ Очень хорошо растворим в воде H-N-H (при 20 °С 52 г/100 г) Н Слабое основание В этом опыте индикатор изменяет окраску на малиновую. Значит, раствор аммиака обладает основными свойствами. Какова же причина проявления основных свойств, ведь в аммиаке нет гидроксильных групп ОН~? О-^ Реакции ионного обмена О о о Рис. 20 мония н н Дело в том, что у атома азота в моле- \ е / куле аммиака есть неподелённая электрон- N ная пара. Такие атомы могут образовывать / \ так называемую донорно-акцепторную связь. И П Она возникает, когда неподелённая электрон- ион аммония пара одного атома (донора, от латинско- Ион ам- го donere — давать) занимает пустую валентную орбиталь другого (акцептора, от латинского acceptere — принимать). Классический пример такой связи (обозначается стрелкой от донора к акцептору) см. на рис. 20 (атом азота с неподелённой парой — донор, атом бора с пустой орбиталью — акцептор). Донорно-акцепторная связь —связь между двумя атомами, один из которых (донор) предоставляет свою неподелённую пару, и она занимает пустую орбиталь другого атома (акцептора) Электронная пара, которая принадлежгша донору, становится общей между донором и акцептором — образуется ковалентная связь. Но этого мало: отдав принадлежавшую ему пару в «общее пользование», донор повышает свой заряд, а акцептор, приняв эту пару, понижает. Поэтому если так связываются две нейтральные частицы, между ними, помимо ковалентной связи, возникает ещё и ионная. Поэтому иногда донорно-акцепторную связь обозначают не стрелкой, а чертой и двумя зарядами. Ион Н ■, образующийся при диссоциации кислоты, типичный акцептор — у него забрали единственный электрон и его валентная орбиталь пуста. Аммиак подаёт ему свою неподелённую пару, в результате чего образуется ион аммония NH^ (рис. 20); NH3 + = NH; Заряд при этом перемещается с водорода на азот (водород получает электронную пару, а азот её отдаёт). В водном растворе аммиак обратимо отбирает ион у воды: NH3 + НгО = NHJ + ОН~ В результате образуется анион ОН". Поэтому водный раствор аммиака можно считать основанием по Аррениусу. Его часто обозначают NH3 • Н2О и записывают уравнение диссоциации как NH3 • Н2О = NH; -г ОН" Водный раствор NH3 (записывается как NH3 H2O) — слабое основание: МНз НгО^МН; fOH" Оснбвные свойства аммиака Рис. 21. При реакции газообразного аммиака с газообразным хлоро-водородом образуется белый дым — твёрдые частички хлорида аммония В эту реакцию вступает незначительная часть молекул аммиака (примерно 1 из 100 в 2%-м растворе). Поэтому водный аммиак— слабое основание. ОПЫТ 13.3. Взаимодействие растворов аммиака и соляной кислоты. Смешивают в пробирке по 2-3 мл водного аммиака и соляной кислоты. Трогают пробирку (снаружи) пальцами. Как изменилась температура? Если повезёт, над полученным раствором можно увидеть белый дымок. Д Как и другие основания, аммиак и его водные растворы реагируют с кислотами. При этом образуются соли аммония. Однако если реакцию нейтрализации относят к реакциям обмена, то реакция аммиака с кислотами — реакция соединения: NH3 + НС1 = NH4CI Белый дым возникает потому, что аммиак реагирует с кислотами (в частности, с хлороводородом) не только в растворе, но и в газообразном состоянии (рис. 21). Напишите уравнение реакции аммиака с азотной кислотой. Аммиак с кислотами образует соли аммония. ОПЫТ 13.4. Взаимодействие раствора аммиака с раствором хлорида железа (III). Насыпают на донышко пробирки кристаллы ЕеС1з и растворяют их в воде (или берут готовый раствор ЕеС1з). Добавляют туда же водный аммиак. Что наблюдается? Д Как и другие основания, водный раствор аммиака вытесняет более слабые основания из солей (см. цветной блок: рис. Ц-63). В опыте 13.4 он вытеснил Ее(ОН)з: 3NH3 • Н2О + FeCls = Ре(ОН)з i -b3NH4Cl коричневый осадок Аммиак, как слабое основание, можно вытеснить из солей сильными (например, гидроксидом натрия). Эту реакцию используют для получения газообразного аммиака в лаборатории и обнаружения солей аммония. Водный аммиак осаждает гидроксиды переходных металлов из растворов. Сильные основания вытесняют аммиак из солей аммония. О е А А О 3 .Чимня; ч-чсбник лл« 9 к.1. Ч. I Реакции ионного обмена Х' опыт 13.5. Взаимодействие гидроксида натрия с хлоридом аммония. В пробирку помещают 3-4 гранулы твёрдого гидроксида натрия NaOH и такое же количество хлорида аммония NH4CI. Добавляют 1-2 капли воды. Аккуратно нюхают выделяющийся газ. В пробирку вносят смоченную водой полоску универсальной индикаторной бумаги так, чтобы она не касалась стенок. Какой цвет приобретёт полоска индикаторной бумаги? Д М : NH4CI + NaOH = NaCl -Н NH3 Т -I-H2O К : NH^ + ОН" = NH3 Т +Н2О Почему для получения газообразного аммиака не используют водные растворы щёлочи и соли аммония? Контрольные вопросы 13.1. Что такое «донорно-акцепторная связь*? 13.2. Какими особенностями электронного строения должны обладать доноры? Акцепторы? 13.3. Что можно сказать о кислотно-основных свойствах аммиака? 13.4. Что такое ион аммония? О Задание на дом 13.1. Закончите уравнения реакций. Напишите молекулярные (М), полные ионные (П) и краткие ионные (К) уравнения. а) NH3 + H2SO4 (две реакции) б) NH3 + СН3СООН в) NH3 H2O-I-AICI3 г) (NH.i)2S04-)-Са(ОН)2 13.2. При 0°С в 100 г воды растворяется 87,5 г аммиака. Сколько молекул воды приходится на одну молекулу аммиака в таком растворе? 13.3. Какая масса хлорида аммония может получиться из 20 л аммиака (н. у.)? 13.4. Что нужно сделать, чтобы удалить аммиак из водного раствора? Ресурсы Видеоматериалы • Свойства аммиака. https://8chool-collection.edu.ru, Коллекции -Химия —г Неорганическая химия. Видеоопыты а.ммиак. • Горение аммиака в кислороде, https://experiment.edu.ru/attach/6/412.umv или *.mov • Каталитическое окисление аммиака на оксиде хрома (III). https://experiment.edu.rU/attach/6/414.wmv или *.mov Предметные коллекции ■> Подгруппа азота —> Азот, Комплексные соединения Имитация эксперимента • Модуль «Лабораторная работа „Получение аммиака и его свойства"», https://fcior.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Аммиак и его свойства. Соли аммония"», https://f cior.edu.ru Электронные пособия • Производство аммиака. https://ido. tsu. ru/schools/chem/data/res/chemprom/uchpos/ -> ТемаЗ. Производство неорганических веществ —» 3.1. Производство аммиака. • Модуль «Аммиак. Строение молекулы», https://fcior.edu.ru • Модуль «Физические и химические свойства ам.миака», https://fcior.edu.ru О § 14 Комплексные соединения Рекомендуется повторить: что такое донорно-акцепторная связь (§ 13), краткое ионное уравнение (К) (§ 10), полное ионное уравнение (П) и молекулярное уравнение (М) (§11). — Какую роль играет аммиак в образовании донорно-акцепторной связи? Реактивы. Водный аммиак NH3 H2O (2-3%), сульфат меди CUSO4, хлорид натрия NaCl, хлорид железа (III) FeCls, роданид калия KSCN, этилацетат. ОПЫТ 14.1. Насыпают в пробирку на 1 см по высоте сульфат меди. Добавляют 3-5 см воды и растворяют кристаллы. В другую пробирку наливают на 2-3 см по высоте водный аммиак. Несколько капель из пробирки с раствором сульфата меди добавляют в пробирку с раствором аммиака. Что наблюдается? Теперь в пробирку с остатками сульфата меди добавляют 2-3 капли водного аммиака. Что наблюдается на этот раз (см. цветной блок: рис. Ц-65)? О. Мы видели, что если добавить небольшое количество аммиака к большому количеству сульфата меди, то выпадет голубой осадок: CUSO4 + 2NH3 • Н2О = Си(0Н)2 i +(NH4)2S04 Но при добавлении небольшого количества сульфата меди к избытку аммиака образуется насыщенно-синий раствор без малейших признаков осадка. Что же это за раствор? Дело в том, что при избытке аммиака его молекулы образуют донорно-акцепторные связи с ионом , у которого 4s- и 4р-ор-битали свободны. Говорят, что молекулы NH3 координируются А А Реакции ионного обмена вокруг иона Аммиак здесь выступает как донор, а ион ме- ди— как акцептор: Cu2+ + 4NHg = [Cu(NH3)4]^'^ В результате образуется комплексная частица (комплекс), образованная из других способных к самостоятельному существованию в водном растворе частиц, связанных донорно-акцепторными взаимодействиями. Ион и молекулы аммиака могут самосто- ятельно существовать в водном растворе; они образуют комплексную частицу (комплекс) — ион [Си(КНз)4]^'*'. Формулу комплекса записывают в квадратных скобках. Комплексная частица может быть заряжена — её заряд есть сумма зарядов центрального иона и лигандов. В этом случае она называется комплексным ионом. [Сп(КНз)4]^* — пример комплексного иона. Для компенсации заряда комплексного иона нужен противоион. В данном случае противоион — сульфат. Вместе они образуют комплексное соединение, т. е. соединение, содержащее комплексную частицу. CUSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]S04 Комплексная частица (комплекс) частица, образованная из других способных к самостоятельному существованию в водном растворе частиц, связанных донорно-акцепторными взаимодействиями. Комплексное соединение — соединение, содержащее комплексные частицы. Реакции образования комплексных соединений называются реакциями комплексообразования. Уравнения реакций комплексообразования, как и уравнения ионообменных реакций, можно записывать в краткой ионной, полной ионной и молекулярной формах. Итак, комплексное соединение состоит из комплексной частицы и внешней сферы (противоиона). Комплексная частица, в свою очередь, состоит из центрального иона, вокруг которого располагаются лиганды. Они выступают как доноры электронной пары, а центральный ион — как акцептор. Противоион к комплексной частице называют внешней сферой комплекса. Лиганды — доноры электронной пары в комплексной частице. Координационное число (КЧ) — число электронных пар, которое принимает центргшьный ион (равно числу лигандов, если они предоставляют по одной паре). Внешняя сфера комплексного соединения — противоион к комплексной частице. Комплексные соединения Какая связь между комплексной частицей и внешней сферой? Укажите центральный ион, лиганд, внешнюю сферу и заряд комплексной частицы в комплексных соединениях: K3[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]N03, Na3(Ag(S203)2]. Известные вам правила валентностей при образовании комплексов не работают. Число электронных пар, которые принимает центральный ион в комплексной частице, называется его координационным числом (сокращённо — КЧ). Если каждый лиганд отдаёт по одной электронной паре, то координационное число равно числу лигандов. 1Си(МНз)41§04 1 2 3 4 1 - центральный ион 2-лиганды 3 - координационное число центрального иона 4-внешняя сфера Каково КЧ железа в ионе [Fe(CN)6 13-9 Центральными ионами в комплексных соединениях обычно выступают ионы переходных металлов (в первую очередь подгрупп VIIB, Ш, ПВ), реже — ионы металлов главных групп. Щелочные и щелочноземельные металлы почти никогда не бывают центральными ионами в комплексах. Лигандами могут быть нейтральные частицы, содержащие одну или несколько неподелённых пар, а также различные анионы (кроме анионов высших кислородсодержащих кислот). Наиболее распространённые неорганические лиганды — аммиак NH3, цианид CN“, роданид SCN“, тиосульфат ВгОз", галогенид-ионы, а также гидроксид ОН". ЦЕНТРАЛЬНЫЕ ИОНЫ: КЧ КЧ Cu2+ 4 Fe^+ 4, б Ni2+ 4, б Ag+ 2 Hg2- КЧ 2, 4 4 НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ЛИГАНДЫ: NH3, CN", SCN", S2O3", ОН", галогенид-ионы ОПЫТ 14.2. Получение комплексного соединения (Na2[CuCl4]). К насыщенному раствору хлорида натрия NaCl добавляют раствор сульфата меди CUSO4. Что наблюдается? Д Реакции ионного обмена А Реакция с хлорид-ионом — пример образования отрица- тельно заряженной комплексной частицы (комплексного аниона). Cu2++4C1- = [СиСЦ]^" Си=*++ SO^-+ 4Na^ + 4СГ = [CuCl4]^“+ SO^" + 4Na+ CuS04+ 4NaCl = Na2[CuCl4] + Na2S04 К П M ОПЫТ 14.3. Получение комплекспого соединения (Fe(SCN>3). К раствору FeCls добавляют раствор KSCN. Что наблюдается? Теперь к полученному раствору добавляют немного этилацета-та и перемешивают. В какой цвет окрасился слой этилацетата (см. цветной блок: рис. Ц-66)? Д. В этом опыте окрашенный продукт реакции переходит в этил-ацетат. Но этилацетат — малополярный растворитель, и в нём растворяются только нейтральные соединения (§ 5). Значит, продукт реакции состоит из нейтральных частиц. Действительно, красный Fe(SCN)3 оказывается слабым электролитом из-за того, что в донорно-акцепторной связи Fe—S выражена ковалентная природа. Fe®++ 3SCN" = Fe(SCN)3 Fe=^+-f ЗСГ + ЗК++ 3SCN- = Fe(SCN)3-b ЗСГ+ ЗК ' FeCla + 3KSCN = Fe(SCN)3 -f 3KC1 К П М Контрольные вопросы 14.1. Приведите пример комплексного катиона, комплексного аниона и нейтральной комплексной частицы. 14.2. Укажите центральный ион, лиганд, координационное число и заряд комплексной частицы в K4[Fe(CN)e], HfAuCU], [Zn(NH3)4]S04. Задание на дом 14.1. Найдите в сети Интернет информацию об открытии комплексных соединений. Ресурсы Дополнительные материалы • Харитонов Ю. Я. Комплексные соединения // Соросовский образовательный журнал, 1996, №1, с. 48-56. https://window.edu.ru Амфотерность § 15 Амфотерность Рекомендуется повторить: правило Бертолле (с. 44), комплексные соединения (§ 14). Из курса 8 класса вспомните, что такое основной оксид, кислота, основание, соответствие оксидов и гидроксидов. — Что является центральным ионом, лигандом и внешней сферой в [Си(КНз)4](ОН)2? — Дайте определение кислоты и основания. — Напишите уравнение реакции сульфата меди с гидроксидом натрия. — Напишите уравнение реакции гидроксида меди с соляной кислотой. Реактивы,. Хлорид алюминия AICI3, 10%-й раствор гидроксида натрия NaOH, соляная кислота НС1. ОПЫТ 15.1. Взаимодействие хлорида алюминия с гидроксидом натрия. На донышко пробирки насыпают соль алюминия и добавляют воду на 2-3 см по высоте. По каплям к полученному раствору, перемешивая, добавляют раствор NaOH до образования осадка. Когда осадок выпадет, разделяют полученную взвесь на две порции. К одной порции продолжают добавлять щёлочь, к другой добавляют кислоту. Что наблюдается? Д При добавлении щёлочи к соли алюминия в полном соответствии с правилом Бертолле выпадает гидроксид алюминия: 3NaOH + AICI3 = 3NaCl + А1(ОН)з i Выпавший А1(ОН)з реагирует с кислотой, проявляя тем самым основные свойства: А1(ОН)з -ь ЗНС1 = AICI3 -f ЗН2О Однако гидроксид алюминия реагирует и с избытком щёлочи, проявляя тем самым кислотные свойства. Почему же гидроксид алюминия реагирует и с кислотой, и со щёлочью? Дело в том, что гидроксид-ион способен образовывать с ионом алюминия комплексное соединение. Именно оно и образуется при реакции А1(ОН)з со щёлочью: А1(ОН)з + ОН" = [А1(0Н)4]“ или в молекулярной форме: А1(ОН)з + NaOH = Na[Al(OH)4] Что в получившемся соединении выступает в качестве центрального иона, лиганда, внешней сферы? Таким образом, гидроксид алюминия способен реагировать как с кислотами, так и с основаниями, проявляя тем самым как ос- А А О О Реакции ионного обмена О о новные, так и кислотные свойства. Такие соединения называются амфотерными. А1(ОН)з — амфотерный гидроксид. Амфотерное соединение — соединение, проявляющее как кислотные, так и основные свойства. Гидроксиду алюминия А1(0Н)з соответствует оксид алюминия AI2O3. Это тоже амфотерный оксид. При кипячении со щёлочью он образует гидроксидный комплекс: AI2O3 + 2NaOH + ЗН2О = 2Na[Al(OH)4] В растворах амфотерные гидроксиды образуют с основаниями гид- роксокомплексы. Амфотерным гидроксидам соответствуют амфотерные оксиды. АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ: А1{ОН)з, Сг(ОН)з, Zn(OH)2. Если же сплавлять оксид или гидроксид алюминия со щёлочью, т. е. проводить реакцию при нагревании без воды, комплекс образоваться не может — слишком мало водорода. В этом случае образуются соединения, которые можно считать солью ортоалю-миниевой кислоты H3AIO3 или метаалюминиевой кислоты HAIO2: 2NaOH -Ь AI2O3 А 2NaA102 + Н2О 6NaOH + AI2O3 —> 2КазА10з + ЗН2О Какие же гидроксиды амфотерны? Чтобы это выяснить, проведём практическую работу. д Практическая работа № 4 ВЫЯВЛЕНИЕ АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ Реактивы. Хлорид железа КеС1з, сульфат меди CUSO4, хромокалиевые квасцы KCr(S04)2 или хлорид хрома (III) СгС1з, сульфат цинка ZnS04, 107о-й раствор гидроксида натрия NaOH, соляная кислота НС1. Ход работы. С каждой солью повторяют опыт 15.1. Отчёт. Результаты записывают в таблицу. Гидроксид Растворимость в НС1 Раство- римость в избытке NaOH Вывод (характер гидроксида) Уравнение реакции гидроксида с NaOH Сг(ОН)з Zn(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 Амфотерность В графе «вывод* записывают, какой характер имеет гидроксид: основной, кислотный Р1ЛИ амфотерный. Записывая уравнение реакции гидроксида с NaOH, имеют в виду, что координационное число хрома и железа равно 6, а меди и цинка — 4. Если гидроксид с NaOH не реагируют, в графе с уравнением реакции ставят прочерк. Контрольные вопросы 1.5.1. Что такое амфотерность? 15.2. Какие гидроксиды амфотерны? 15.3. Что образуется при реакции амфотерного гидроксида с кислотой? 15.4. Что образуется при реакции амфотерного гидроксида со щёлочью в водном растворе? Задание на дом 15.1. Напишите уравнения реакций а) при сплавлении ZnO с КОН б) при кипячении СггОз с водным раствором КОН 15.2. Напишите все возможные уравнения реакций а) растворов СгС1з и КОН б) растворов ВаС1г и КОН 15.3. Напишите уравнения реакций получения амфотерного гидроксида разными способами. Докажите его амфотерность. О о о Ресурсы Видеоматериалы • Амфотерность гидроксида алюминия. https://school-collection.edu.ru/ Коллекции -*■ Предметные коллекции -> Химия —> Неорганическая химия. Видеоопыты —>■ Металлы —у Алюминий. Опыт 1. • Гор>ение алюминия. https://experiment.edu.rU/attach/6/386.mov или *.umv • Амфотерность различных гидроксидов, https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook Алюминий — запись от 20-04-2008 16:51. Хром — .запись от 02-12-2008 15:36. Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Амфотерные оксиды и гидрюксиды"«, http:\\f с ior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Химические свойства амфотерных оксидов"», http:\\fcior.edu.ru ГЛАВА IV ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ О § 16 Степень окисления Рекомендуется повторить: ковалентная полярная связь и частичные заряды (§ 2); структурные формулы (§ 3). Из курса 8 класса вспомните, что такое валентность. — Напишите структурную формулу серной кислоты и укажите, куда смещена электронная плотность по ковалентным связям в её молекуле. Почти все реакции, которые вы изучали до сих пор, протекали без изменения валентностей элементов. Исключения составляли довольно простые реакции горения и взаимодействия кислот с металлами. Однако реакций, при которых валентности изменяются, гораздо больше. Для удобства их уравнивания было введено понятие «степень окисления». Это условный заряд, который приобрёл бы атом, если бы все ковалентные полярные связи в соединении превратились в ионные. Например, в молекуле воды электронная плотность смещена от водорода к кислороду. Н В пределе каждый атом водорода может отдать кислороду по одному электрону. Поэтому степень окисления водорода составляет Ч-1. Атом кислорода принял бы два электрона (по одному от каждого водорода). Его степень окисления равна —2. Степень окисления — условный заряд, который приобрёл бы атом, если бы все ковалентные полярные связи в соединении превратились в ионные Степень окисления Степень окисления записывают над символом элемента, причём это можно сделать как в графической формуле, так и в формуле состава: +1-2 +1/0 Н2О н н Как вы знаете, существуют разные шкалы электроотрицательности элементов. Для расчёта степеней окисления пользуются шкалой электроотрицательности по Полингу (рис. 2). В отличие от валентности, для степени окисления обязательно надо указывать знак (-Ь или -). При этом степень окисления по величине далеко не всегда равна валентности. Например, в молекуле кислорода О2 валентность кислорода равна II, а степень окисления — нулю (связь неполярная). Существует два способа определения степени окисления — графический и алгебраический. В графическом способе записывают графическую формулу вещества. На ней стрелками показывают смещение электронной плотности по связям. Стрелка направлена от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному в соответствии со шкалой электроотрицательности (рис. 2). Одна стрелка увеличивает от атома его степень окисления на 1, к атому — уменьшает его степень окисления на 1. ПРИМЕР 16.1. Расставим степени окисления в серной кислоте +1 Н- +1 н- -2 -О о -о ЗАДАНИЕ 16.1. Расставьте степени окисления С1 С1 Н H-S-C=N S-S^ Н-С-О-Н I Н О, С1 О С1 о, о-н о N-H I н Алгебраический способ основан на том, что сумма степеней окисления всех элементов в нейтральном веществе равна нулю, а в ионе — заряду иона. При этом щелочные металлы в соединениях всегда имеют степень окисления +1, щелочноземельные +2, алюминий -1-3, фтор —1, а кислород, кроме соединений со фтором и пероксидных соединений (со связями 0—0), —2. Окислительно-восстановительные реакции Сумма степеней окисления всех элементов в нейтральном веществе равна нулю, а в ионе — заряду иона. СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ В СОЕДИНЕНИЯХ: щелочные металлы: + 1; щелочноземельные металлы; +2; А1: +3; F: — 1; О (кроме соединений с F и пероксидов): —2. ПРИМЕР 16.2, Расставим степени окисления в N02804. У нат рия степень окисления всегда +1, у кислорода —2. Обозначим степень окисления серы за х. Тогда 2-(+1) + д: + 4-(-2) = 0, откуда х — +6. +1 гв-2 N03804 ЗАДАНИЕ 16.2. Расставьте степени окисления: СаОг, SO2, SFe, N02803, К2С2О4. ЗАДАНИЕ 16.3. Расставьте степени окисления: No', С1“, 804", СГ2О?-. Понятие «степень окисления» позволяет уточнить некоторые определения из курса 8 класса. Оксиды — соединения двух элементов, один из которых — кислород в степени окисления —2. Оксид и гидроксид считают соответствующими, если в них одинаковая степень окисления центрального элемента. Высшая степень окисления почти всех элементов (кроме F, О, Си, Ag, Au и некоторых других) равна номеру группы в Периодической системе (иными словами, высшей валентности с положительным знаком). У металлов могут быть только положительные степени окисления. При этом у переходных металлов низшая степень окисления, как правило, равна +2 (отдают два валентных s-электрона). У элементов, соответствующих неметаллам, возможны как положительные, так и отрицательные степени окисления. Низшая степень окисления в них равна номеру группы минус восемь (низшей валентности с отрицательным знаком). Чему равна высшая степень окисления Mg, С, S, Сг? Чему равна низшая степень окисления Mg, С, S, Сг? Степень окисления водорода в гидроксидах (как кислотах, так и основаниях) -ь1, поскольку водород там связан только с атомом кислорода. Степень окисления ЗАДАНИЕ 16.4. Расставьте степени окисления в Ге(ОН)2, Н3РО4, НСЮз. Как правило, если соединение состоит из нескольких элементов, то наиболее электроотрицательный из них находится в низшей степени окисления, а наименее электроотрицательный — в высшей. Например, в соединении KCN наиболее электроотрицательный элемент — азот N, его степень окисления —3. Наименее электроотрицательный элемент — калий К, его степень окисления -г1. Степень окисления углерода —2 (поскольку в соединении сумма степеней окисления должна быть равна 0). ЗАДАНИЕ 16.5. Расставьте степени окисления в NH4CI, НагСЗз. Контрольные вопросы 16.1. Что такое степень окисления? 16.2. Чему равна степень окисления элемента в простом веществе? 16.3. Чему равна степень окисления фтора, кислорода, щелочных и щелочноземельных металлов в их соединениях? Задание на дом 16.1. Расставьте степени окисления: ^0-Н 0=Р-0-Н "о-н 16.2. Расставьте степени 0-Н Н-С Ъ окисления: С1 I F-C-C1 I F Н N-C=N Н СаРг, CI2O, ЫаСЮз, MgSiFe, Сг(ОН)з. HCIO2, S0‘", CIO3 , ICI4 , Ca(CN)2, KA1(S04)2-16.3* Расставьте степени окисления: КСГ( 804)2 Кз[Ге(СК)б] О Ресурсы Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Валентность и степень окисления"», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Определение степеней окисления в сложных веществах"», https://f cior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Понятие о степени окисления в химическом соединении», https://f cior.edu.ru • Модуль «Различие понятий „валентность" и „степень окисления"», https://f cior.edu.ru Окислительно-восстановительные реакции Q § 17 Что такое окислительно-восстановительная реакция Рекомендуется повторить: что такое степень окисления (§ 16). Из курса 8 класса вспомните про реакции горения. — Расставьте степени окисления в соединении КМПО4. — Какова максимально возможная степень окисления марганца Мп? Ионообменные реакции, а также реакции гидрата-ции/дегидратации и реакции нейтрализации, знакомые вам из курса восьмого класса, протекают без изменений степеней окисления. Реакции горения и реакции кислот с металлами сопровождаются изменением степеней окисления. Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными (сокращённо ОВР). ЗАДАНИЕ 17.1. 2Р+50г = РЛ Расставьте степени окисления элементов. Относится ли эта реакция к окислительно-восстановительным? У какого элемента повышается степень окисления, а у какого — понижается? Элемент, понижающий свою степень окисления в ходе реакции, называется окислителем, а повышающий — восстановителем. Окислителями и восстановителями также называют вещества, содержащие соответствующие элементы. Обратите внимание: в общем случае окислитель и восстановитель определяются реакцией, а не веществом. В окислительно-восстановительной реакции всегда есть и окислитель, и восстановитель. ЗАДАНИЕ 17.2. Назовите окислитель и восстановитель в реакции из задания 17.1. Иногда окислителем и восстановителем выступает один и тот же элемент. Такая реакция называется реакцией диспропорционирования. ЗАДАНИЕ 17.3. зс1^ + еКОН = КСЮз-Н 5КС1-Ь ЗН2О Расставьте степени окисления элементов. Какой элемент здесь окислитель, какой — восстановитель? Можно ли считать эту реакцию диспропорционированием? Что такое окислительно-восстановительная реакция ЗАДАНИЕ 17.4. В реакциях расставьте степени окисления элементов. Для окислительно-восстановительных реакций укажите элемент-окислитель и элемент-восстановитель. CI2 + ЫагЗОз + HgO = Na2S04 -f 2НС1 2НС1 -Ь Na2S03 = 2NaCl + SO2 -Ь H2O Си ч 4HN03 = Си(КОз)г + 2NO2T + 2Н2О Поскольку степень окисления — это условный заряд на атоме, можно считать, что окислитель принимает электроны, а восстановитель их отдаёт. В результате ОВР окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. Эти два процесса записывают с помощью уравнений электронного баланса (электронных уравнений полуреакций). Электронное уравнение полуреакции — запись, показывающая, сколько электронов отдаёт или принимает элемент, чтобы изменить свою степень окисления. Если в полуреакции элемент отдаёт электроны, то это полу-реакция восстановления, если принимает — окисления. В электронном балансе степени окисления элементов обычно указывают справа выше символа — там же, где заряд иона. Но в заряде иона знак заряда ставят после цифры (например, Са^"*", SO^"), а в степени окисления знак заряда ставят перед цифрой (например, N+5, 0-2). Окислитель принимает электроны. Восстановитель отдаёт электроны. Окислитель восстанавливается, восстановитель окисляется. ПРИМЕР 17.1. 2Р + 50а = Р2О5 Этой реакции соответствуют электронные уравнения двух полуреакций. Полуреакции восстановления (кислород — окислитель)'. + 4е“ = 20-2 Полуреакции окисления (фосфор — восстановитель): ро - 5е~ = Р"-^ ЗАДАНИЕ 17.5. Напишите электронные уравнения полуреакций. Укажите, чему они соответствуют — окислению или восстановлению СГ® -+ С1+’ S-2 -> Вг^ -4 2Вг-^® Окислительно-восстановительные реакции ЗАДАНИЕ 17.6. Напишите электронные уравнения полуреакций для окислительно-восстановительных реакций из задания 17.4. Контрольные вопросы 17.1. Что такое окислительно-восстановительная реакция? 17.2. Что такое окислитель? 17.3. Что такое восстановитель? 17.4. Что такое реакция диспропорционирования? Задание на дом 17.1. В уравнениях реакций расставьте степени окисления элементов. Укажите, является ли реакция окислительно-восстановительной. Укажите элемент окислитель и элемент восстановитель. Напишите полуреакции окисления и восстановления: а) 4А1 н- 302 = 2AI2O3 б) Zn + 2НС1 = ZnC^ -I- НгТ в) ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н2О г) 4Cl2 -f H2S -I- 4H2O = H2SO4 -h 8HC1 Д) 2NO2 -h 2NaOH = NaNOa -I- NaN02 + H2O e) MnOz -I- 4НсЛмпС12 4- CI2 t -I-2H2O Ж) К2СГ2О7 4- 3SO2 4- 3H2SO4 = 2КСг(804)з 4- ЗН2О Ресурсы Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „ОВР и реакции ионного обмена"», https://fcior.edu.ru О § 18 Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций Рекомендуется повторить: что такое противоион (§ 11); тель, восстановитель, электронное уравнение полуреакции (§ 17). са 8 класса вспомните, что такое уравнение реакции. Из курса тики вспомните, что такое наименьшее общее кратное (НОК). окисли-Из кур-матема- — Заполните пропуск: Мп"^’_е~ = Мп"^^. В каком качестве — окисли- теля или восстановителя — выступает марганец в этой полуреакции? — Назовите противоион к иону Ag^ в реакции AgNOs 4- NaCl = AgCl i 4-НаШз. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций). Реактивы. Иодид калия KI, хлорид железа (III) РеС1з, сульфат меди CUSO4, сульфит натрия ЫазЗОз, раствор иода I2. Коэффициенты окислительно-восстановительных реакций До сих пор мы приводили готовые уравнения окислительновосстановительных реакций. А как расставить коэ(})фициенты, если известны реагенты и продукты? Условно окислительно-восстановительная реакция сводится к передаче электронов от восстановителя к окислителю. При этом число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Поэтому, записав электронные уравнения полуреакций, подбирают для них такие множители, чтобы число отданных электронов было равно числу принятых. Этот метод уравнивания ОВР называется методом электронного баланса. Число отданных электронов равно числу принятых — электронный баланс. ОПЫТ 18.1. Взаимодействие растворов хлорида железа (III) и иодида калия. К раствору РеС1з добавляют раствор KI. Что наблюдается? Д, В этой реакции выделяется 1-г коричневого цвета (см. цветной блок: рис. Ц-14), а железо восстанавливается до почти бесцветного РеСЬ: РеС1з -г KI РеС1г + I2 + • ■ • Чтобы уравнять эту схему, нужно в первую очередь расставить степени окисления и выяснить, какой элемент выступает в качестве окислителя, а какой — в качестве восстановителя: +3-1 +1-1 FeClg + К I +2 -1 О FeClj; + I2 "Ь . . . Здесь у железа степень окисления понижается (Ре+^ — окислитель), а у иода повышается (1“^—восстановитель): Ре+^ + е~ = Ре+2 2Г^ - 2е~ = 12 полуреакция восстановления полуреакция окисления Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, на одну полуреакцию окисления необходимо две полуреак-ции восстановления: 2 Fe+3 + e- = Fe*2 1 21-1 _ 2е~ = 10 Это означает, что на два атома железа, участвующих в ОВР, должно приходиться два атома иода: 2FeC1.3 + 2KI 2FeCl2 + h + --- Окислительно-восстановительные реакции Эта реакция не уравнена по хлору и калию. Здесь К‘ и С1“ — противоионы к ионам, которые участвуют в ОВР. В результате реакции они объединяются и образуется хлорид калия КС1: 2РеС1з - 2KI ^ 2FeCl2 + h + 2КС1 ЗАДАНИЕ 18.1. Уравняйте реакцию: РеС1з - Си СиС1г FeCl2 В ОВР, помимо окислителя и восстановителя, могут участвовать и другие вещества. Чаще всего это вода. Степень окисления водорода и кислорода при этом не изменяется. Кислород обычно включается в состав аниона (ОН~ или продукта окисления), а водород — в состав катиона (Н'*' или образующихся кислот). ОПЫТ 18.2. Взаимодействие раствора сульфита натрия и раствора иода. К раствору Ка2вОз добавляют раствор иода I2. Что наблюдается? Д Иод обесцвечивается, восстанавливаясь до 1“*. Сульфит SO|~ окисляется до сульфата SO^”. Недостающий кислород при этом переходит от молекулы воды, а водород становится противоионом в продуктах реакции: Nag S Ojj о Ig -I +в-2 NagSO^ ->-1-1 2HI S+“ - 2e~ = S+® I^ + 2e- = 21-‘ Na2S03 -H I2 H2O полуреакция восстановления полуреакция окисления - Н2О = Na2S04 + 2HI ЗАДАНИЕ 18.2. Уравняйте реакцию: HaS + CI2 + Н2О = H2SO4 ^ НС1 В уравнение ОВР, протекающей в водном растворе, можно при необходимости записывать (слева или справа) формулу воды Н2О. Степени окисления водорода и кислорода при этом не изменяются: водород из воды входит в состав кислоты как противоион, а кислород включается в состав аниона ЗАДАНИЕ 18.3. Уравняйте реакцию: HaS + HNO3 = H2SO4 -f NO2 -h ... В некоторых случаях часть ионов, участвующих в окислитель-но-восстановительной реакции, может не окисляться и не восстанавливаться, а перейти в продукты реакции без изменения степени окисления их элементов (в качестве противоионов). Коэффициенты окислительно-восстановительных реакций 1 ОПЫТ 18.3. Взаимодействие растворов сульфата меди (II) и иодида калия. К раствору CUSO4 добавляют раствор KI. Что наблюдается? Д В этом опыте происходит образование коричневого раствора I2 и осадка Cul (см. цветной блок: рис. Ц-15): +2 +0-2 CuSO. + 1-1 KI +1 -I Cul + In K2SO, Здесь медь — окислитель, иод — восстановитель: Си" = Си +1 21-1 _ 2g- = 10 полуреакция восстановления полуреакция окисления Итак, для ОВР на два атома иода надо два атома меди. Однако на каждый атом меди справа необходим атом иода, который выступает противоионом, не меняя степени окисления. Итого на два атома меди нужно четыре атома иода: 2CuS04 + (2 + 2)К1 2CuI i+h + ... Как и в предыдущем примере, ионы калия и сульфат-ионы не участвуют в ОВР и объединяются в соль K2SO4. Но слева четыре атома калия, поэтому перед K2SO4 поставим коэффициент 2: 2CUSO4 + 4KI 2CuI| + I2 + 2K2SO4 ЗАДАНИЕ 18.4. Уравняйте схему реакции: Мп02 + НС1 = МпС12 -Ь CI2 -1- Н2О А:. Контрольные вопросы 18.1. Что такое «электронный баланс»? Задание на дом 18.1. Уравняйте схемы реакций, имея в виду, что состав продуктов мо- О жет быть неполным (могут быть не ука.заны продукты, в которых элементы не изменяют степени окисления) а) KI + Вг2 > КВг + I2 б) H2S -ь I2 HI -f S в) CI2 -Ь SO2 -г Н2О ^ H2SO4 + НС1 г) H2S + SO2 -> S -г... д) Ag -h IINO3 AgNO.3 -i- NO2 е) S -ь NaOH -> НагЗОз -ь NazS +... Окислительно-восстановительные реакции Алгоритм 3. Уравнивание ОВР методом электронного баланса Задача. Расставить коэффициенты в уравнении Вг2 -Ь KI + НгО = КЮз -ь НВг. Шаг Пример 1. Записать схему реакции и расставить степени окисления над всеми элементами 0 +1-1 +1 -2 +1 + 5-2 +1-1 ВГ2 f К I + HgO К I О3 4- НВг 2. Найти окислитель и восстановитель Окислитель — Вг. Восстановитель — I 3. Записать полуреакции окисления и восстановления Вг^ + 2е" = 2Вг-1 1-1 - Qe.- = I+® 4. Найти наименьшее общее кратное (НОК) между коэффициентами перед символом электрона е“в этих двух полуреакциях Ы0К(2,6) = 6 5. Умножить каждую полу-реакцию на частное от деления НОК на коэффициент перед е~ 6:2 = 3; 6:6 = 1 3 Вг2 -I- 2е~ = 2Вг“1 ЗВгг -f 6е“ = 6Вг‘ 1 1-1-6е"=1+® 1-1-6е-=1+® 6. Поставить соответствующие коэффициенты перед формулами окислителя и восстановителя слева, а также перед формулами продуктов окисления и восстановления ЗВГ2 + KI f Н2О = KIO3 -t- бНВг 7, Уравнять реакцию по остальным элементам ЗВг2 Ч- KI + ЗН2О = КЮз -Ь бНВг Ресурсы Задачи • https://WWW. chem. msu. su/rus/school/igor/okisl\_vosst. pdf Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Метод электронного баланса"» https://fcior.edu.ru Окислители и восстановители § 19 Окислители и восстановители Рекомендуется повторить: что такое электроотрицательность (§ 2), окислитель и восстановитель (§ 17), чему равны максимальные и минимальные степени окисления элементов (§ 16). — Чему равны максимальная и минимальная степени окисления Mg, S, Fe? — Какой элемент самый электроотрицательный? Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций). Реактивы. Раствор перманганата калия КМПО4, раствор иода I2, сульфит натрия МагвОз, раствор серной кислоты H2SO4, сульфат железа (П) FeS04, хлорид железа (III) FeCls, нитрит натрия NaN02, щавелевая кислота Н2С2О4, иодид калия К1, индикаторная бумага. Одна из задач химии — предсказать, какие вещества получатся в той или иной реакции. Чтобы ответить на этот вопрос для ОВР, надо знать: • какие вещества могут быть окислителями, а какие — восстановителями; • как может меняться степень окисления окислителя и восстановителя в результате реакции. Сила окислителя зависит от нескольких факторов: электроотрицательности элемента, его степени окисления (чем выше — тем сильнее) и прочности его связей (чем прочнее — тем слабее). Соединения в высших степенях окисления могут быть только окислителями, а в низших — только восстановителями. Простые вещества металлы могут быть только восстановителями, поскольку низшая степень окисления у металлов — 0. СИЛЬНЫЕ ОКИСЛИТЕЛИ: р2 (до F“^); MnOj (в нейтральной среде до коричневого осадка МпОг и в кислой среде — до бесцветного Мп"^^); CI2 (до СГ^); О2 (до Н2О или ОН~); Вг2 (до Вг"’) СЛАБЫЕ ОКИСЛИТЕЛИ: Fe+3 (до Fe+2); ij (до Г’) СИЛЬНЫЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ: SO2 и 80^- (до 80^“) СЛАБЫЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ: Fe+^ (до Fe+^); 1“’ (до I2) Почему элементы в высших степенях окисления не могут быть восстановителями? +5 +3 ““3 -}"6 -f 4 Могут ли быть восстановителями N, N, N, S, S? О е Окислительно-восстановительные реакции А А Неметаллы могут быть окислителями. При этом они восстанавливаются до низших степеней окисления. Самый сильный окислитель из них — фтор Рг, что соответствует его электроотрицательности. Однако после Рг в этом ряду окислителей стоит хлор CI2, а не О2, хотя кислород более электроотрицателен, чем хлор. Здесь существенную роль играет прочность связи: двойная связь 0=0 прочнее, чем одинарная С1—С1. Ещё прочнее связь в молекуле азота, из-за чего N2 — весьма слабый окислитель. Подробно окислители и восстановители мы будем изучать в разделе «Химия элементов». Здесь обсудим только важнейшие. Начнём с перманганата калия КМПО4 (степень окисления марганца -1-7) — сильного окислителя, образующего малиновый раствор. В кислой среде он восстанавливается до бесцветных солей Мп^~ (см. цветной блок: рис. Ц-17, Ц-18), в нейтральной или слабощелочной — до коричневого осадка М11О2 (см. цветной блок: рис. Ц-16). При этом обычно также образуется КОН. Перманганат калия используют как тест на восстановители. Если в результате реакции вещества с перманганатом калия образуется коричневый осадок или раствор обесцвечивается, значит, реагирующее вещество — восстановитель. ОПЫТ 19.1. Взаимодействие раствора перманганата калия с раствором сульфата натрия в нейтральной среде. Дописывают уравнение и проводят реакцию КМ11О4 -|- Na2S03 -г Н2О - > Na2S04 -ь М11О2 -Ь КОН Какого цвета МпОг и что можно сказать о его растворимости в воде? С помощью индикаторной бумаги убеждаются, что в результате реакции образуется щёлочь. Д ОПЫТ 19.2. Взаимодействие раствора перманганата калия с раствором сульфата натрия в кислой среде. Дописывают уравнение и проводят реакцию КМПО4 + NaaSOa ( H2SO4 Na2S04 + MnS04 + K2SO4 -f H2O Какого цвета MnS04 и что можно сказать о его растворимости в воде? Д ТЕСТЫ НА ВЕЩЕСТВА-ВОССТАНОВИТЕЛИ Восстановители реагируют с раствором КМПО4, образуя коричневый осадок МпОг или обесцвечивая раствор до Сильные восстановители обесцвечивают раствор I2, восстанавливая его до 1~. ТЕСТ НА ВЕЩЕСТВА-ОКИСЛИТЕЛИ Сильные окислители реагируют с раствором К1, окисляя его до коричневого I2. Окислители и восстановители В этих двух опытах вы познакомились со свойствами сульфит- ■г4 аниона (SOg ). Это очень важный восстановитель. Он окисляется -6 до сульфата (SO^'). Сульфит натрия используют для обезвреживания сильных окислителей. Помимо перманганата калия, в качестве теста на восстановители используют раствор иода I2, который при восстановлении обесцвечивается, превращаясь в иодид 1~ (в виде соли или кислоты HI). Однако, если КМ11О4 окисляет даже слабые восстановители, I2 способен окислить только сильные. 1°2 + 2е- 2Г ОПЫТ 19.3. Взаимодействие раствора иода с раствором сульфита натрия. К раствору I2 добавляют раствор НагВОд. Что наблюдается? Можно ли считать МадВОз сильным восстановителем? Записывают уравнение этой реакции. Д, ОПЫТ 19.4. Взаимодействие раствора хлорида железа (III) с раствором перманганата калия и иода. Готовят раствор FeS04 и разливают его по двум пробиркам. К первой добавляют раствор КМПО4, ко второй —12. Что наблюдается? Можно ли считать РеВ04 сильным восстановителем? Д Железо (-t-2), в отличие от сульфита, слабый восстановитель. Он окисляется до железа (-1-3). Однако при действии восстановителей, более сильных, чем Fe"*"^, железо (+3), наоборот, восстанавливается. Таким восстановителем, например, выступает иодид-ион. Его используют как реагент на окислители, так как он окисляется до иода (процесс, обратный восстановлению I2). Это происходит под действием окислителей, более сильных, чем I2. Fe+3 + е~ — Fe+2 ОПЫТ 19.5. Взаимодействие раствора хлорида железа (III) с раствором иодида калия. К раствору KI добавляют раствор FeCla. Что наблюдается? Записывают уравнение реакции. Какой элемент выступает в роли окислителя? Д Некоторые вещества способны как восстанавливать сильные окислители, так и окислять сильные восстановители. Говорят, что такие вещества обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Окислительно-восстановительная двойственность — способность элемента в зависимости от условий выступать или окислителем, или восстановителем. Окислительно-восстановительные реакции Например, на воздухе простое вещество сера горит голубым +4 пламенем, окисляясь до S (см. цветной блок: рис. Ц-22): S -Н О2 = SO2 Если же серу смешать с железом и нагреть, то она восстановится -2 до S: о -2 Fe-bS = FeS Сложные вещества тоже могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Пример такого вещества — нитрит натрия NaN02. При его реакции в растворе КМПО4 медленно выпадает коричневый осадок (см. цветной блок: рис. Ц-20). Здесь NaN02 выступает как восстановитель: SNaNOg + 2КМПО4 + Н2О = ЗЫаЫОз -f 2МпОг + 2КОН При реакции нитрита с подкисленным раствором иодида калия выделяется иод, т. е. нитрит выступает как окислитель: 2NaN02 -Н 2KI Ч- 2H2SO4 = Na2S04 + K2SO4 + I2 + 2NO t +2Н2О Окислительно-восстановительную двойственность часто проявляют элементы в промежуточных степенях окисления. При этом для одних могут быть более характерны восстановительные свой- ■ * о ства (для S в N82803), для других — окислительные (для I в I2). Диспропорционирование — тоже проявление окислительно-восстановительной двойственности. Практическая работа № 5 ВЫЯВЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ При помощи растворов перманганата калия, иода и иодида калия находят окислители и восстановители среди следующих веществ: N828203, К2СГ2О7 Ч Н28О4, Н2С2О4 (нужная реакция идёт медленно), MnCl2, аскорбиновой кислоты. Если есть датчик окислительно-восстановительного потенциала (ОВП) — измеряют его тоже и делают вывод, как по его величине судить о силе окислителя. Результаты оформите в виде таблицы. Наблюдения Вывод Вещество ОВП Реакция Реакция Реакция (окислитель или с КМПО4 С I2 с KI восстаыовител ь) Ряд активности металлов Контрольные вопросы 19.1. Какое вещество используют в тестах на окислители? Как оно действует? 19.2. Какие вещества используют в тестах на восстановители? Как они действуют? 19.3. В какой степени окисления элемент не может быть окислителем? 19.4. В какой степени окисления элемент не может быть восстановителем? 19.5. Что такое окислительно-восстановительная двойственность? Задание на дом 19.1. Закончите и уравняйте схемы реакций, если они идут. Среди реагентов может быть не указана вода. а) FeCl2 + CI2 -> (CI2 — окислитель) б) ВГ2 4- KI -> КВг -f ... в) Вг2 -Г Na2S03 -|- Н2О —^ НВг -I-... г) FeS04 + КМПО4 -t- H2SO4 -> Fe2 (804)3 4- • • + K2SO4 4- Н2О д) h + КОН -4 КЮз -Ь ... 4- Н2О Домашний эксперимент Взаимодействие перманганата калия или йодной настойки с натуральными соками и с искусственными прохладительными напитками 1. Если в домашней аптечке есть перманганат калия (марганцовка) и/или йодная настойка, вы можете «поискать» восстановители вокруг. Проверьте наличие восстановителей в соках, прохладительных напитках, бульонах, моющих средствах и т. д. Особенно познавательно сравнить натуральные соки с искусственными прохладительными напитками. Ресурсы Видеоматериалы • Окислительно-восстановительные реакции на https://blogs. mail. ru/community/chem-textbook Восстановление КМПО4 — запись от 27-04-2008 20:09. Реакции соединений железа — запись от 27-04-2008 19:14 § 20 Ряд активности металлов Рекомендуется повторить: как построена металлическая кристаллическая решётка (§ 5); что такое окислительно-восстановительная реакция, окислитель и восстановитель (§ 17), как уравнивают окислительновосстановительные реакции (§ 18). Из курса 8 класса вспомните общие свойства металлов. Реактивы. Сульфат меди CUSO4, сульфат цинка ZnS04, медь Си, цинк Zn. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно заменить планшетом для капельных реакций). Q Окислительно-восстановительные реакции ОПЫТ 20.1. Взаимодействие раствора сульфата меди (II) с цинком. Готовят концентрированный раствор сульфата меди CuSO,i и помещают в него одну гранулу цинка. В другой пробирке готовят концентрированный раствор сульфата цинка Z11SO4 и помещают туда полоску меди. Что происходит на поверхности цинка через 1-2 минуты? Что происходит на поверхности меди? Д Поверхность цинка в растворе соли меди покрывается краснокоричневым налётом (см. цветной блок: рис. Ц-23). Это металлическая медь. Поверхность меди в растворе сульфата цинка не меняется. Почему? Дело в том, что все металлы, как уже было сказано выше, — восстановители, т. е. способны отдавать электроны. Сами же электроны находятся в металлической решётке в виде электронного газа. Все простые вещества металлы — восстановители. Чем слабее электронный газ связан с кристаллической решёткой, тем легче металл отдаёт электроны и тем он более сильный восстановитель. По уменьшению восстановительной способности металлы можно расположить в ряд. Он называется рядом активности металлов (табл. IV. 1), Он был приведён в учебнике 8 класса в §30. Однако с помощью ряда активности металлов можно предсказать продукты реакции металлов с кислотами и одних металлов с солями других. Более активный металл вытесняет из солей (восстанавливает) менее активный. Именно поэтому в опыте 20.1 медь выделялась на поверхности цинка, а не наоборот: CUSO4 -f- Zn = ZnSO.i + Си Ряд активности металлов в водных растворах Таблица IV. 1 Металл К Ва Са Na Mg А1 Мп Zn Сг Fe Со Ni Sn Pb Н2 Си Hg Ag Pt Au -^Восстановительная способность ослабевает i Характе- ристика очень активные активные малоактивные неактивные Вытесняет H2 из ВОДЫ да нет нет слабых кислот да нет нет СИЛЬНЫХ кислот да нет Реагирует с HNO3 да да нет Ряд активности металлов Ряд активности металлов — ряд металлов в порядке уменьшения их восстанавливающей способности. Может ли цинк вытеснить марганец из раствора MnCl2? Олово из раствора SnCb? Реакции вытеснения одних металлов другими уравнивают точно так же, как остальные окислительно-восстановительные реакции, — методом электронного баланса. Си -Ь 2е- = Си" Zn" - 2е~ = Zn+2 полуреакция восстановления полуреакция окисления Реакция металлов с кислотами тоже окислительно-восстановительный процесс. Окислителем выступает ион Н'*': 0+1 +2 о Zn -|- H2SO4 —> ZnS04 -|- "t Активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, вытесняют его из кислот, образуя растворимую соль. Говорят, что такие металлы растворяются в кислотах, хотя это выражение не вполне корректно. Менее активные металлы водород из кислот не вытесняют. Может ли железо раствориться в соляной кислоте с выделением водорода? Приведите пример металла, который не может раствориться в соляной кислоте с выделением водорода. Можно ли растворить в кислотах неактивные металлы? Можно, только не во всех кислотах, и водород при этом выделяться не будет. Для этого кислота должна содержать более сильный окислитель, чем H"*". К таким кислотам относится азотная кисло- + 1 +5 та HN0.4. В ней окислителем выступает не Н, а N: 2HNO3 -f Ag = AgNOs -h NO2 -ь H2O Самые слабые восстановители — золото и платина; они не растворяются даже в азотной кислоте. Контрольные вопросы 20.1. Что такое «ряд активности металлов»? 20.2. Как узнать, будет ли металл реагировать с солью друх'ого металла? 20.3. Почему выражение «металл растворяется в кислоте» некорректно? Почему его, тем не менее, употребляют? Окислительно-восстановительные реакции О Задание на дом 20.1. Закончите возможные уравнение реакций (идут не все реакции): а) Са -Ь Н2О = б) Си + Н2О = в) Zn -н Н2О = г) Mg f HCl = д) Ag -ь HCl = е) А1 4- РЬ(НОя)2 = ж) Zn + Mg(N03)2 = 3) Си + АиС1з = и) Ni + AgNOa = к) Pt -Ь CUSO4 = Ресурсы Нис)('пма те риалы • Опыты с металлами разной активности. https://school-collection.edu.ru/ Коллекции —► Предметные Химия —> Неорганическая химия. Видеоопыты -+ Металлы -ства металлов. Опыты 1, 2, 7, 8. Электронные, пособия • Модуль «Ряд активности металлов», https://fcior.edu.ru коллекции —> Общие свой- О Практическая работа № 6 СРАВНЕНИЕ АКТИВНОСТИ МЕТАЛЛОВ Рекомендуется повторить: что такое ряд активности металлов и как металлы реагируют с солями (§ 20). Задача. Сравнить активность нескольких металлов, расположив их в ряд по уменьшению активности. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок. Реактивы. Магний Mg, медь Си, олово Sn, цинк Zn, сульфат магния MgS04, сульфат меди CUSO4, хлорид олова (II) SnCl2, нитрат серебра AgNOs, сульфат цинка ZnS04. План работы. Металл погружают в раствор (желательно концентрированный) соли другого металла. Наблюдают за состоянием поверхности металла: появляется ли на ней тёмный налёт или блестящие кристаллы другого металла. На основании этого делают вывод, какой из двух металлов активнее. Отчёт. Оформляют в виде таблицы, в которой указывают наличие или отсутствие взаимодействия. MgS04 CUS04 S11C12 AgNOa ZnSOtj Mg Си Sn Zn В выводе располагают металлы в порядке убывания активности. Записывают уравнения идущих реакций. Электролиз § 21 Электролиз Рекомендуется повторить; что такое ион, катион, анион (§2); как происходит электролитическая диссоциация (§ 8), что такое полу-реакция окисления, полуреакция восстановления и окислительно-восстановительная реакция (§ 17). — Напишите полуреакцию окисления С1“ до С1г. При окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт свои электроны окислителю. Отдача электронов — полуреакция окисления, принятие электронов — полуреакция восстановления. Эти полуреакции могут быть разделены в пространстве. Это происходит, когда через раствор или расплав электролита протекает постоянный электрический ток. Для этого в раствор или расплав погружают электроды, между которыми прикладывают напряжение. К отрицательно заряженному электроду (катоду) идут катионы, а к положительно заряженному электроду (аноду) — анионы. Именно движение этих ионов и обеспечивает ток. Катод — отрицательно заряженный электрод. К нему идут катионы. На катоде протекает полуреакция восстановления. Анод — положительно заряженный электрод. К нему идут анионы. На аноде протекает полуреакция окисления. А что происходит с катионом, когда он доходит до катода? Катион забирает у катода электроны и восстанавливается на нём. Анионы отдают свои электроны аноду и тем самым окисляются. В результате происходит электролиз — разложение вещества под действием электрического тока. При этом на катоде протекает полуреакция восстановления, а на аноде — полуреакция окисления. Электролиз — разложение вещества под действием электрического тока. Например, если пропускать электрический ток через раствор CuCl2, то ионы пойдут к катоду, а ионы С1“—к аноду. На катоде ион восстановится, в результате чего выделится металлическая медь. На аноде окислится ион С1“ и выделится газообразный хлор Clg (см. цветной блок: рис. Ц-24). Катод {-) Анод (+) + 2е~ — Си 2С1-1 - 2е- = С1г полуреакция восстановления полуреакция окисления Окислительно-восстановительные реакции Заряды не могут накапливаться в растворе. Поэтому при электролизе, как и при любой другой окислительно-восстановительной реакции, число отданных электронов должно быть равно числу принятых. Это позволяет уравнять реакцию электролиза. Си+2 + 2е~ = Си 2С1-^ - 2е~ = CI2 CuCl2 i Си -ь CI2 t ЗАДАНИЕ 21.1. Напишите уравнение реакции электролиза водного раствора ZnCl2, если реакция протекает аналогично электролизу CuCl2. При электролизе водных растворов на катоде не могут выделиться алюминий и более активные металлы — вместо них восстанавливается водород воды (выделяется Нг). Анионы высших кислородсодержащих кислот не могут окислиться на аноде, так как окисляться им некуда. Вместо них окисляется кислород воды (выделяется О2). И в том, и в другом случае в окислительновосстановительные реакции на электродах вступает вода. Например, при электролизе раствора хлорида натрия (см. цветной блок: рис. Ц-25) на аноде окисляется хлорид-ион, как при электролизе хлорида меди. А на катоде восстанавливается вода (ионы Н'*' из молекулы Н2О), так как натрий в ряду активностей находится гораздо левее водорода. Катод (-) Анод (• ) 2Н-1 2е~= На Т 2С1-1 -2е-=СЬ полуреакция восстановления полуреакция окисления 2NaCl -г 2НгО - > 2NaOH - Н2 Т +CI2 t Таким образом, катод оказывается универсальным восстановителем, а анод — универсальным окислителем. Поэтому электролиз часто является самым дешёвым (а иногда и единственным) способом выделения многих веществ. Электролиз расплавов хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов — единственный способ получения этих металлов в чистом виде. Электролиз раствора KF в безводном HF — единственный способ получения фтора. Электролиз раствора оксида алюминия в расплаве NasAlFe — промышленный способ получения алюминия. Электролизом водного раствора NaCl получают CI2 и NaOH. Электролизом водных растворов солей переходных металлов (цинка, меди, никеля и т. д.) получают чистые металлы. Путём электролиза получают и такие сильные окислители, как KCIO3, КМПО4, Н2О2 и некоторые другие. Электролиз Гемфри Дэви (Hemfry Davy, 1778-1829), английский учёный. Вскоре после открытия электричества начал и.зучать действие электрического тока на различные вещества. Первым догадался пропускать ток не через растворы, а через расплавы солей, в результате чего за короткое время (1807-1808) выделил металлические натрий, калий, магний, кальций, стронций и барий. Доказал, что в составе соляной кислоты нет кислорода, опровергнув тем самым утверждение Лавуазье, что все кислоты должны содержать кислород. Заложил основы теории минерального питания растений. Открыл веселящий газ N2O. Изобрёл шахтёрскую лампу (для рудников), из которой пламя не выходило наружу. Блестящий оратор, лекции и доклады которого стремились посетить не только студенты, но и лондонский высший свет. Из наград Дэви выделяется медаль «За заслуги в области из>п1ения электричества», которой его наградил Наполеон в 1806 г., несмотря на то что Франция находилась в это время в состоянии войны с Англией. 1 Контрольные вопросы 21.1. Что такое электролиз? 21.2. Какие вещества могут подвергаться электролизу? 21.3. Каково значение электролиза в промышленности? Задание на дом 21.1. 21.2. 21.3. 21.4Г Напишите уравнение реакции электролиза раствора хлорида олова. Натрий в промышленности получают электролизом расплава его хлорида. Напишите уравнение реакции. Напишите уравнение реакции электролиза раствора иодида натрия Nal, если она протекает аналогично электролизу раствора NaCl (см. цветной блок: рис. Ц-25). Хлорат калия KCIO3 получают электролизом водного раствора хлорида калия КС1 при специально подобранных условиях. Напишите уравнение реакции. Что выделяется на катоде? Ресурсы Видеоматериалы • Электролиз раствора иодида калия. https://school-collection.edu.ru/ Коллекции Предметные коллекции —> Химия —> Неорганическая химия. Видеоопыты —» Металлы —> Общие свойства металлов. Опыт 6. • Задачи https://u«w.chem.msu.su/rus/school/igor/rjd\_okisl\_vos3t\_pot.pdf https://www.chem.msu.su/rus/school/igor/electroliz.pdf Тесты электронные no теме «Окислительно-восстановительные реакции» • Модуль «Тесты по теме „0ВР“*, https://fcior.edu.ru ГЛАВА V УСЛОВИЯ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ Q А А А А А § 22 Тепловой эффект химической реакции Рекомендуется повторить: из курса 8 класса вспомните, что такое химическая реакция и её признаки; что такое реакция разложения. Из курса физики вспомните, что такое температура и энергия, а также закон сохранения энергии. — Является ли изменение температуры смеси признаком химической реакции? — В каких единицах измеряется энергия? Реактивы. 10%-й раствор соляной кислоты НС1, 10%-й раствор гидроксида натрия NaOH, тиосульфат натрия N828203. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, ёмкость для слива, датчик температуры (если есть). ОПЫТ 22.1. Определение теплового эффекта при взаимодействии растворов соляной кислоты и гидроксида натрия. В пробирке смешивают равные объёмы растворов НС1 и NaOH. Трогают пробирку снаружи (если не попали на наружную стенку) и измеряют температуру соответствующим датчиком. Что можно сказать о температуре продуктов реакции? П ОПЫТ 22.2. Определение теплового эффекта при взаимодействии растворов тиосульфатов натрия с соляной кислотой. В пробирку насыпают тиосульфат натрия Na2S20s на 1 см по высоте и наливают на 2-3 см соляную кислоту НС1. Трогают пробирку снаружи (при условии, что реактивы не попали на наружную стенку). Что можно сказать о температуре продуктов реакции? Продукты реакции сразу выливают в ёмкость для слива и разбавляют водой. Д В первом опыте реакционная смесь разогрелась, во втором — охладилась. Дело в том, что практически все химические ре- Тепловой эффект химической реакции акции протекают с выделением или поглощением энергии. Если энергия выделяется, то реакция называется экзотермической (от греческого «экзо»—снаружи, вне). Если энергия поглощается, то реакция называется эндотермической (от греческого «эндо» — внутри). Количество энергии, которое выделяется при химической реакции, называется тепловым эффектом реакции; обычно измеряется в кДж/моль. Экзотермическая реакция — реакция, при которой выделяется тепло. Эндотермическая реакция — реакция, при которой поглощается тепло. Тепловой эффект реакции — количество энергии, которое выделяется при реакции. Какая из проведённых вами реакций (опыты 22.1 и 22.2) — экзотермическая, а какая — эндотермическая? Выделение или поглощение тепла в реакции можно отразить с помощью уравнения реакции. Если тепло выделяется, то к продуктам реакции (справа) приписывают +Q, если поглощается, то -Q. ПРИМЕР 22.1. Экзотермическая реакция: NaOH -Ь НС1 = NaCl + HgO -h Q (Опыт 22.1) Эндотермическая реакция: ЫагЗгОз + 2НС1 = S ; -fSOg j -rHgO ч- 2NaCl - Q (Опыт 22.2) Укажите, в какой реакции тепло выделяется, а в какой — поглощается: СаО I НгО = Са(ОН)2 -f Q Cu(OH)2 = CuO + Н2О - Q СаСОз СаО -Ь СО2 t ~Q P2O5 + H2O = H3PO4 + Q Для того чтобы началась реакция, часто необходимо нагреть реакционную смесь. Как узнать, экзо- или эндотермическая при этом происходит реакция? Если при нагревании идёт эндотермическая реакция, то температура реакционной смеси не будет повышаться, пока вещества не прореагируют (пока реакция не закончится). Если же при нагревании начинается экзотермическая реакция, температура реакционной смеси резко возрастает (иногда это может быть небезопасно). Так, если нагревать гидроксокарбонат меди 4 Химия; учебник лпя 9 кл. Ч. 1 н Условия протекания химической реакции (СиОН)2СОз, то температура некоторое время сохраняется постоянной (см. цветной блок: рис. Ц-27). Значит, реакция разложения гидроксокарбоната меди эндотермическая: (СиОН)2СОз ^ 2СиО + СО2 + Н2О - Q Если же нагревать дихромат аммония (NH4)2Cr207, то в какой-то момент температура резко возрастёт (см. цветной блок: рис. Ц-28). Значит, реакция разложения дихромата аммония экзотермическая : (NH.i )2Cr207 СГ2О3 -Ь N2 + 4Н2О Q Чуть более простой, хотя и менее надёжный, способ отличить при нагревании экзотермическую реакцию от эндотермической — прекратить нагревание. Если при этом реакция продолжается и развивается, то она экзотермическая, если останавливается — эндотермическая. ЗАДАНИЕ 22.1. Вспомните три-четыре реакции, которые вы проводили ранее, и запишите их уравнения с указанием знака теплового эффекта. В соответствии с законом сохранения энергии, тепловой эффект прямой реакции точно равен тепловому эффекту обратной реакции, но с противоположным знаком. Например, если при разложении 1 моль СаСОз на СО2 и СаО затрачивается 179 кДж теплоты, то при образовании 1 моль СаСОз из СаО и СО2 выделится 179 кДж теплоты. Откуда же берётся энергия в экзотермической реакции и куда она исчезает в эндотермической? Химическая реакция сводится к перераспределению химических связей. При образовании связей всегда выделяется энергия, а при разрыве — всегда поглощается. Если при разрыве связей затратилось меньше энергии, чем при образовании новых связей, то в результате реакции энергия выделяется в виде тепла (и/или света), если больше — то тепло поглощается. Таким образом, при химической реакции тепловая энергия превращается в энергию химических связей и наоборот. Для разложения 1 моль Нг на атомы (разрыва связи Н-Н) требуется 436 кДж теплоты. Сколько теплоты выделится при обра.зовании 1 моль Нз из атомов (при образовании связи Н-Н)? Тепловой эффект химической реакции Я Лабораторные опыты ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЗНАКА ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ Задача. Определить знак теплового эффекта реакций разложения веществ. Для веществ, разлагающихся с выделением теплоты, определить температуру разложения. Оборудование. Датчик температуры до 1000 °С, пробирка, штатив лабораторный, сухое горючее с подставкой и крышкой или спиртовка. Реактивы, и расходные материалы. Учитель выдаёт одно из веществ: перманганат калия КМПО4, гидрокарбонат меди (СиОН)2СОз. Потребуется вата. Ход работы. В пробирку насыпают вещество на 1,5-2 см по высоте. Собирают установку (рис. 22). Нагревают вещество и следят за температурой. После опыта датчик отмывают в воде. Отчёт. Строят график зависимости температуры вещества от времени нагрева. Записывают уравнение реакции с указанием теплового эффекта (-I-Q или —Q) и отмечают температуру разложения, если реакция эндо-термична. Рис. 22. Пробирка с нагреваемым веществом и датчиком температуры Контрольные вопросы 22.1. Что такое экзотермическая реакция? 22.2. Что такое эндотермическая реакция? 22.3. Каков тепловой эффект процесса образования химической связи? 22.4. Каков тепловой эффект процесса разрыва химической связи? 22.5. Откуда берётся энергия, которая выделяется при химической реакции в виде теплоты? Задание на дом 22.1. Перечислите известные вам экзотермические и экзотермические химические реакции. Домашний эксперимент Получение карамели Этот опыт можно проводить только на хорошо проветриваемой кухне с электрической плитой! Возьмите металлическую столовую ложку и насыпьте в неё немного сахара. Аккуратно положите ложку с сахаром на конфорку плиты (так, чтобы черенок свешивался с конфорки). Включите 1 Условия протекания химической реакции конфорку на средний огонь. Нагревайте сахар (можно перемешивать его тонкой деревянной палочкой, например зубочисткой, см. цветной блок: рис. Ц-107). Наблюдаются ли признаки химической реакции? Когда масса приобретёт оттенок от жёлтого до коричневого, снимите ложку с конфорки при помощи прихватки. Положите ложку на фарфоровое блюдце. Продолжается ли реакция? При этой реакции сахар частично дегидратируется, в результате чего получается карамель. Что вы можете сказать о тепловом эффекте дегидратации сахара? Остывшую карамель можно попробовать на вкус. При необходимости карамель можно смыть с ложки водой. Q £\ § 23 Что такое скорость химической реакции Рекомендуется повторить: что такое химическая связь (§2); каков знак теплового эффекта разрыва и образования химической связи (§ 22). Из курса 8 класса вспомните, что такое химическая реакция; что такое моль. Из курса физики вспомните, что такое температура, диффузия и кинетическая энергия. — Одинакова ли кинетическая энергия всех частиц при одной и той же температуре? — При каких температурах самопроизвольно происходит реакция кислорода с водородом: 2Нг -I- Ог = 2НгО? Реактивы. Иодид калия KI, хлорид железа (III) ГеС1з, пероксид водорода Н2О2, 10%-й раствор серной кислоты H2SO4. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, спиртовка или сухое горючее с подставкой и крышкой. ОПЫТ 23.1. Изучение скорости реакции на примере взаимодействия растворов иодида калия с пероксидом водорода в кислой среде. К 1-2 мл раствора иодида калия KI добавляют такие же объёмы серной кислоты H2SO4 и пероксида водорода Н2О2. Наблюдают, с какой скоростью изменяется окраска. Д ОПЫТ 23.2. Изучение скорости реакции на примере взаимодействия растворов хлорида железа (III) и иодида калия. К 1-2 мл раствора хлорида железа (III) FeCla добавляют 3-4 мл раствора иодида калия KI и перемешивают. В каком опыте окраска быстрее стала постоянной — в этом или в предыдущем? Д В первом опыте окраска изменяется гораздо медленнее, чем во втором. Это означает, что химические реакции идут не моментально— для их протекания нужно время, А значит, у них есть некая скорость. Что такое скорость химической реакции Скорости химических реакций изучаются разделом химии — химическая кинетика. Что же такое скорость химической реакции? Из курса физики вы знаете, что скорость — это изменение какого-либо параметра в единицу времени. В ходе химической реакции изменяются количества реагента и продукта. Скорость химической реакции, протекающей в растворе, есть изменение количества вещества в единице объёма за единицу времени. Аи щ = моль V At L л с . ЗАДАНИЕ 23.1. Через 20 с после начала реакции в 1 л раствора образовалось 0,01 моль продукта. Какова скорость реакции? ЗАДАНИЕ 23.2. Через 15 с после начала реакции концентрация реагента снизилась с 0,1 до 0,08 моль в 1 л. Чему равна скорость реакции? Разные реакции протекают с разными скоростями. Так, реакция нейтрализации в водном растворе заканчивается практически моментально, а реакция кислорода Оа с водородом На при комнатной температуре практически не идёт. Именно из-за малых скоростей кажется, что многие реакции не идут; заметные скорости эти реакции имеют только в определённом диапазоне температур. Даже если реакция может протекать самопроизвольно, её скорость может быть настолько медленной, что наблюдать реакцию невозможно. Ионообменные реакции в растворах обычно происходят быстро, а окислительно-восстановительные могут протекать медленно. Почему же скорости реакций так различаются по величине? Как уже было объяснено выше, химическая реакция есть перераспределение химических связей. Часть связей при этом рвётся. Чем прочнее связь, тем больше энергии нужно на её разрыв, тем менее вероятно, что связь получит нужную энергию. А значит, тем реже такие связи рвутся, следовательно, тем медленнее идёт реакция. В реакции нейтрализации реагирующие частицы (Н ’ и ОН") связаны слабыми межмолекулярными связями с молекулами воды и почти ничто не мешает им взаимодействовать. Для взаимодействия Нг с Ог требуется порвать прочные ковалентные связи, на что при комнатной температуре энергии не хватает. 1 Условия протекания химической реакции Контрольные вопросы 23.1. Все ли реакции, способные к самопроизвольному протеканию, можно провести при любой температуре? Если нет, то что этому мешает? 23.2. С чем связано различие в скоростях протекания разных реакций? 23.3. В каких единицах измеряется скорость реакции? Задание на дом 23.1. За 20 с реакции концентрация продукта увеличилась с 0,025 до 0,030 моль в 1 л. Чему равна скорость реакции? О Ресурсы Дополнительные материалы Муштакова С. П. Колебательные реакции в химии // Соросовский образовательный журнал, 1997, Jf» 7, с. 31-36. https://window.edu.ru Бучаченко Л. Л. Время в химии // Соросовский образовательный журнал, 2001, №8, с. 25-29. https://window.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Скорость химических реакций"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Понятие о скорости химических реакций. Температура, концентрация, катализаторы», https://fcior.edu.ru • Модуль «Понятие о скорости химических реакций», https://fcior.edu.ru О § 24 От чего зависит скорость химической реакции для ФАКУЛЬТАТИВНОГО ИЗУЧЕНИЯ Рекомендуется повторить: что такое химическая реакция, что такое скорость химической реакции, почему разные реакции идут с разными скоростями (§ 23); каков знак теплового эффекта разрыва и образования химической связи (§ 22). Реактивы. Цинк Zn, соляная кислота (10%-й раствор) НС1. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, стакан химический, спиртовка или сухое горючее с подставкой и крышкой. Управление скоростью химической реакции — важная задача химика. В одних случаях необходимо замедлить реакцию. Например, огромные коллективы учёных и технологов бьются над проблемой замедлить коррозию металлов. В других случаях необходимо ускорить реакцию. Это требуется при промышленном синтезе разных веществ. А иногда требуется обеспечить строго определённую скорость реакции. Например, при слишком медленном От чего зависит скорость химической реакции сгорании паров бензина в двигателях падает их мощность, а при слишком быстром цилиндры преждевременно изнашиваются. Приведите ещё по одному примеру реакций, которые надо: а) замедлять, б) ускорять. Из предыдущих опытов очевидно, что скорость реакций зависит от природы реагентов. Однако если химик хочет получить определённый продукт, изменить природу реагентов он почти никогда не может. Что же он может изменить, чтобы повлиять на скорость реакции? Таких инструментов очень мало. В первую очередь это концентрация реагентов (в случае газов— давление). Чем больще концентрация, тем чаще частицы реагентов сталкиваются друг с другом, тем быстрее идёт реакция. Во многих случаях зависимость скорости реакции от концентрации линейная (во сколько раз увеличили концентрацию — во столько же раз увеличилась скорость), хотя бывают и более сложные зависимости. Скорость реакции в замкнутом сосуде постоянно падает из-за расходования реагентов. ОПЫТ 24.1. Зависимость скорости реакции от концентрации. В одну пробирку наливают соляную кислоту на 2 см по высоте, в другую — в 4-5 раз меньше. Во вторую пробирку доливают столько дистиллированной воды, чтобы полученный объём раствора был таким же, как в первой пробирке. Теперь в каждую пробирку помещают по одной грануле цинка (желательно, чтобы гранулы были одинаковыми). Наблюдают за выделением газа. В каком случае газ выделяется быстрее? С чем это связано? Д Без добавления новых порций реагентов скорость реакции уменьшается. Дело в том, что реагенты расходуются в реакции, поэтому их концентрация падает. Из-за этого медленные реакции не всегда целесообразно доводить до конца, а иногда имеет смысл прекратить их, когда прореагировало 80-90% реагента. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ЗАВИСИТ: • от природы реагентов; • от их концентрации (чем больше — тем быстрее); • от температуры (чем выше — тем быстрее). Кроме концентрации скорость реакций зависит от температуры. Чем выше температура, тем больше энергия движения частиц, а значит, тем вероятнее, что какие-то частицы получат энергию, достаточную для разрыва связи. Разрываются далеко не все связи, поэтому скорость реакции зависит от температуры очень ■ Условия протекания химической реакции СИЛЬНО, в соответствии с правилом Вант-Гоффа, при увеличении температуры на 10 °С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Если даже принять, что скорость изменяется в 2 раза на 10 “С (нижнее значение), то при увеличении температуры на 20 °С скорость реакции увеличится уже в 4 раза, на 30°С —в 8 раз и т. д. Увеличить скорость реакции в 8 раз за счёт концентрации удаётся далеко не всегда — концентрацию невозможно увеличивать до бесконечности. ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФФА При увеличении температуры на 10 °С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. ОПЫТ 24.2. Зависимость скорости реакции от температуры. В две пробирки наливают одинаковый объём соляной кислоты НС1. Одну из них ставят в стакан с холодной водой, вторую — нагревают, не доводя до кипения. В обе пробирки помещают по одной грануле цинка. Где выделяется больше газа за одно и то же время? Почему? Д Во сколько раз увеличится скорость реакции при нагревании на 30 °С, если при нагревании на 10 ®С её скорость увеличивается в 3 раза? Если не отводить тепло, экзотермические реакции со временем ускоряются. Кроме того, многие из них (в частности, реакции горения) для своего начала требуют внешнего нагревания, после чего выделяющееся в реакции тепло само поддерживает её дальнейшее протекание (в реакциях горения это же способствует распространению огня; см. цветной блок: рис. Ц-31). Экзотермическая реакция за счёт выделяющегося тепла со временем ускоряется или распространяется в пространстве. ОПЫТ 24.3. Зависимость скорости реакции от температуры. В две пробирки наливают одинаковый объём соляной кислоты НС1. Одну из них ставят в стакан с водой комнатной температуры, вторую — оставляют в штативе. В обе пробирки помещают по четыре гранулы цинка. Где через 1-2 минуты выделяется больше газа? Трогают пробирки снаружи и сравнивают их температуру. Чем обусловлена разница скоростей реакций? Д От чего зависит скорость химической реакции Контрольные вопросы 24.1. Как изменяется скорость реакции при увеличении концентрации {зеагентов? 24.2. Как изменяется скорость реакции при увеличении температуры? 24.3. Почему, если реагенты смешать и оставить, скорость реакции постоянно уменьшается? Задание на дом 24.1. Основываясь на изученном материале, составьте таблицу. Способ повышения скорюсти реакции Преи.мущества Недостатки 24.2. От каких факторов зависит скорость реакции соляной кислоты с цинком? 24.3* Скорость реакции между двумя веществами линейно зависит как от концентрации одного вещества, так и от концентрации другого. Во сколько раз увеличится скорость реакции, если увеличить концентрацию каждого из веществ в два раза? 24.4.* Скорость реакции между двумя веществами линейно зависит как от концентрации одного вещества, так и от концентрации другого. Растворы реагентов смешали в стехиометрическом соотношении и оставили. Во сколько раз упадёт скорость реакции по сравнению с первоначальной, когда прореагирует 90'М> каждого реагента? О Ресурсы Видеоматериалы • Зависи.мость скорости реакции от различных факторов. https://school-collection.edu.ru Коллекции -» Предметные коллекции -+ Химия —>■ Неорганическая химия. Видеоопыты -> Кинетика химических реакций • Зависимость скорости реакции от различных факторов. https://experiment.edu.ru/catalog.asp —> Кинетика химических реакций Дополнительные материалы • Степанов Н. Ф. Потенциальные поверхности и химические реакции // Соро-совский образовательный журнал, 1996, X* 10, с. 33-41. https://V indow.edu.ru • У.манский И. М. Фотография химической реакции // Соросовский образовательный журнал, 1999, X'8, с. 48-54. https://window.edu.ru Тесты интерактивные • Модуль «Т?есты по теме „Скорость химических реакций и внешние условия"*, https://fcior.edu.ru Электронные пособия Скорость химической реакции • Модуль «Понятие о скорости химических реакций. Температура, концентрация, катализаторы», https://fcior.edu.ru • Модуль «Понятие о скорости химических реакций», https://fcior.edu.ru ш Условия протекания химической реакции О § 25 Катализаторы Рекомендуется повторить: что такое скорость химической реакции (§ 23) и от чего она зависит (§ 24). Реактивы. Пероксид водорода Н2О2 (3-6%-й раствор), оксид марганца (IV) МпОг, перманганат калия КМПО4, дихромат калия К2СГ2О7. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, стеклянная палочка. ОПЫТ 25.1. Разложение пероксида водорода в присутствии дихромата. В пробирку наливают на 1-2 см по высоте пероксид водорода Н2О2 и добавляют одну каплю раствора перманганата калия. Что наблюдается? Какого цвета осадок в пробирке? Когда закончится выделение газа, снова добавляют раствор Н2О2. Что наблюдается на этот раз? Что происходит с осадком? Раствор не выливают. Д В этом опыте пероксид водорода сначала восстанавливает КМ11О4 до М11О2. Однако при дальнейшем добавлении Н2О2 продолжает выделяться газ, хотя перманганат уже весь прореагировал. Это происходит разложение самого Н2О2. При комнатной температуре этот процесс идёт медленно, а в присутствии Мп02 реакция ускоряется. При этом сам МпОг не расходуется. Такие вещества называются катализаторами. Формулу катализатора обычно записывают над знаком равенства (или над стрелкой) в уравнении реакции ОаТ 2Н2О2 2ЯгО Катализатор — вещество, которое ускоряет реакцию, но само в ней не расходуется. Какая из двух реакций идёт под действием катализатора? Какой это катализатор? „ S + О2 ^ SO2 2802 + О2 — ’ '°> 280з ЗАДАНИЕ 25.1. При смешении водорода, кислорода и мелкораздробленной платины происходит взрыв и образуется вода. Напишите уравнение реакции и укажите катализатор. Как действует катализатор? Сначала он образует с реагентом промежуточное соединение, которое, в свою очередь, вступает в дальнейшие достаточно быстрые превращения. В результате этих реакций катализатор выделяется в неизменном виде (регенерируется). Катализаторы I Катализатор -i- реагент промежуточное соединение продукты + катализатор ОПЫТ 25.2. Разложение пероксида водорода в присутствии дихромата калия. В пробирку насыпают несколько кристаллов дихромата калия К2СГ2О7 и добавляют воду на 1 см по высоте. Затем к полученному раствору добавляют раствор пероксида водорода Н2О2 на 2-3 см по высоте. Что наблюдается сразу и по прошествии 1-2 минут? Содержимое пробирки оставляют до конца урока. Д В этом опыте пероксид водорода очень быстро реагирует с дихроматом калия с образованием интенсивно окрашенного пероксо-дихромата (см. цветной блок: рис. Ц-32): К2СГ2О7 + 5Н2О2 = К2СГ2О12 -Ь 5Н2О Реакция пероксодихромата с выделением кислорода, и дихромата калия протекает быстро: 2К2СГ2О12 = 2К2СГ2О7 + 5О2 В результате катализатор дихромат калия регенерируется, т. е. К2СГ2О7 выступает в роли катализатора: КгСгдОх 2Н2О2 ^ 2НгО + О2 В качестве катализаторов могут выступать самые разные вещества, причём далеко не всегда каталитическое действие вещества удаётся предсказать. Одно можно сказать наверняка: Если реакция принципиально не идёт, никакой катализатор провести её не поможет. Не будет преувеличением сказать, что без катализаторов не было бы современной химической промышленности. Катализаторы используются в синтезе серной кислоты и полиэтилена, аммиака и уксуса, а также многих других веществ. Иногда катализаторы даже способны направить реакцию по такому пути, по которому она без катализаторов не идёт. Например, если проводить реакцию аммиака NH3 с кислородом без катализатора, всегда образуется азот N2 и вода Н2О: 4NH3 -г ЗО2 2N2 -Ь 6Н2О Катализ — основа промышленной химии Однако на платиновом катализаторе возможно образование N0, который используют для промышленного получения азотной кислоты (см. § 36): ,0 pt 4NH3 + 5О2 4N0 + 6Н2О ■ Условия протекания химической реакции Все катализаторы подвержены действию каталитических ядов — веществ, которые необратимо связываются с катализатором и тем самым снижают его каталитическое действие. Каталитические яды — бич промышленности. В роли каталитических ядов могут выступать летучие соединения серы (такие как сероводород), мышьяка, сурьмы и фосфора. Сложнейшие каталитические системы действуют в любом живом организме. Все биохимические процессы контролируются биологическими катализаторами — ферментами. Они направляют реакции по нужному пути и поддерживают необходимую их скорость. Самый доступный фермент — каталаза, разлагающая пероксид водорода на воду и кислород. В частности, она содержится в крови и слюне. ОПЫТ 25.3. Разложение пероксида водорода в присутствии ферментов слюны. Наливают в пробирку пероксид водорода на 1-2 см по высоте. Наносят на стеклянную палочку немного слюны и обмакивают её в пероксид водорода. Что наблюдается? Д Контрольные вопросы 2.5.1. Что такое катализатор? 25.2. Укажите две причины, по которым катализаторы активно используются в промышленности. ЭТО ИНТЕРЕСНО! АВТОКАТАЛИЗ Если смешать чистый свежеприготовленный раствор КМПО4, подкисленный серной кислотой, с раствором щавелевой кислоты, то долгое время ничего не будет происходить. Однако в какой-то (может быть, даже в весьма отдалённый) момент раствор довольно быстро обесцветится. Дело в том, что среди продуктов этой реакции присутствует соль двухвалентного марганца: 2КМп04 -ь 5Н2С2О4 -f 3H2SO4 = 2MnS04 + IOCO2 4 K2SO4 -f 8Н2О Соль двухвалентного марганца катализирует эту реакцию. При образовании даже незначительного количества этого вещества скорость реакции увеличивается, в результате чего выделяется ещё больше катализатора и скорость реакции увеличивается ещё сильнее. Реакции, в которых один из продуктов одновременно оказывается катализатором, называются автокаталитическими. Их поведение не всегда предсказуемо. Если такая реакция сильно экзотермична, реакционная смесь может без видимых причин выплеснуться или даже взорваться. Катализаторы Задание на дом 25.1. Если над сплавом цинка и хрома под давлением пропускать смесь угарного газа СО и водорода Нг, то образуется метиловый спирт СН3ОН. Напишите уравнение этой реакции. 25.2. Под давлением на железной сетке газообразные водород и азот реагируют друг с другом с образованием газообразного аммиака NH3. Напишите уравнение реакции. Что выступает катализатором? 25.3. В современных системах очистки автомобильных выхлопов стоят так называемые катализаторы дожита. Какова их роль? Найдите в сети Интернет информацию о них. Почему внедрение катализаторов дожига резко повысило требования к чистоте бензина? О Домашний эксперимент Сравнительная активность каталазы биологических жидкостей Вы можете сравнить активность каталазы слюны, крови парного мяса, крови замороженного мяса, сока хрена, других биологических жидкостей. Для этого налейте в какой-нибудь стаканчик аптечный раствор пероксида водорода, капните туда же каплю изучаемой жидкости и перемешайте. Каталазную активность можно оценивать по интенсивности выделения газа. Ресурсы Видеоматериалы • Платина — катализатор горения водорода. https://8chool-collection.edu.ru Коллекции -+ Предметные коллекции —v Химия —> Неорганическая химия. Видеоопыты —»• Металлы —> Общие свойства металлов. Опыт 4. • Платина — катализатор горения водорода. https://experiment.edu.rU/attach/6/383.wmv или *.mov • Медь — катализатор реакции цинка с серной кислотой. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 18-05-2008 18:19. Дополнительные материалы • Кубасов А. А. Поче.му катализатор ускоряет химические реакции // Соросов-ский образовательный журнал, 2001, №11, с. 59-66. https://window.edu.ru • Темкин О. Н. Каталитическая химия // Соросовский образовательный журнал, 1996, №1, с. 57-65. https://window.edu.ru • Романовский Б. В. Совре.менный катализ: наука или искусство? // Соросовский образовательный журнал, 2000, №9, с. 43-48. https://window.edu.ru • Шеховцова Т. Н. Ферменты: их использование в хи.мическом анализе // Соросовский образовательный журнал, 2000, № 1, с. 44-48. https://window.edu.ru • Долманова И. Ф. Каталитические методы химического анализа // Соросовский образовательный журнал, 1998, ,У* 5, с. 36-40. https://window.edu.ru Электронные пособил • Модуль «Понятие о катализе и катализаторах», https://fcior.edu.ru ГЛАВА VI ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ. МЕТАЛЛЫ До сих пор мы изучали общие химические закономерности. Однако каждый элемент или группа элементов имеет только им присущие, т. е. специфические, свойства. Изучением таких свойств элементов занимается раздел химии, называемый химией элементов. Химия элементов изучает специфические свойства элементов или отдельных групп элементов. Свойства элементов определяются строением их атомов и подчиняются определённым закономерностям, вытекающим из Периодического закона. Q § 26 Щелочные и щелочноземельные металлы Рекомендуется повторить: что такое орбитальный радиус, электроотрицательность (§ 2) и ряд напряжений металлов (§ 20), что такое металлическая решётка (§ 5). Из курса 8 класса вспомните, как металлы реагируют с кислотами. — Какие .элементы наименее электроотрицательные? — Какие металлы наиболее активные? — Напишите уравнение реакции горения магния. Элементы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами, элементы II группы главной подгруппы (кроме бериллия) — щелочноземельными металлами. В атомах щелочных металлов один валентный электрон, щелочноземельных — два. Свойства .этих металлов определяются очень слабой связью валентных электронов с ядром, что приводит к малой электроотрицательности. Их атомы легко отдают свои электроны, образуя ионные связи. Щелочные металлы при этом образуют катионы с зарядом -t 1, щелочноземельные +2. Какова валентность щелочных металлов? Щелочноземельных металлов? Щелочные и щелочноземельные металлы Валентность элементов щелочных металлов всегда I. Валентность элементов щелочноземельных металлов всегда II. Для элементов щелочных и щелочноземельных металлов характерно образование ионных связей. Простые вещества щелочные металлы (см. цветной блок: рис. Ц-79-Ц-81) лёгкие (рис. 23, 24), легкоплавкие (рис. 25), и мягкие, как пластилин (рис. 27). Это обусловлено большим орбитальным радиусом атомов и слабой связью электронного газа с ионами в металлической решётке. Щелочноземельные металлы (см. цветной блок: рис. Ц-83) тяжелее и твёрже. Их температуры плавления превышают 600 °С (рис. 26). Щелочные и щелочноземельные металлы— сильнейшие восстановители. Они бурно реагируют с большинством неметаллов (см. цветной блок: рис. Ц-84). Щелочные металлы реагируют более бурно, чем щелочноземельные, и среди них интенсивность реакции возрастает от лития к цезию. Запишите уравнение реакции: а) натрия с хлором, б) кальция с серой. Рис. 23. Металлический литий легче любой жидкости. На этой фотографии он плавает в керосине (плотность керосина 0,8 г/см®) На воздухе и в кислороде щелочные и щелочноземельные металлы горят (см. цветной блок: рис. Ц-83-Ц-85). При горении Рис. 24. Плотность щелочных металлов увеличивается от Li к Cs. Излом на приведённом графике между Na и К связан с изменением порядка упаковки атомов Рис. 25. Температура плавления щелочных металлов снижается от Li к Cs Рис. 26. Температура плавления щелочноземельных металлов Химия элементов. Металлы щелочноземельных металлов и лития образуются оксиды и выделяется много энергии: 2Mg + О2 = 2MgO - Q При горении щелочных металлов (кроме лития; см. цветной блок: рис. Ц-85) образуются не оксиды, а пероксиды или даже надпероксиды, т. е. соединения, содержащие связь 0-0: 2Na -t- О2 — Na202 К -4- О2 = КО2 Так происходит потому, что щелочные металлы отдают свой электрон сразу молекуле кислорода, а молекула кислорода с дополнительным электроном оказывается более слабым окислителем. Получить оксид щелочного металла можно при взаимодействии свободного металла с его пероксидом или гидроксидом. Какова Na202? степень окисления кислорода в пероксиде натрия Щелочноземельные металлы могут не только реагировать со свободным кислородом, но и забирать кислород у оксидов менее активных металлов, при этом также выделяется тепло. На этом основана магниетермия — промышленный способ получения металлов из оксидов. Например, так получают титан на титаномагниевых комбинатах: ТЮ2 -Ь 2Mg = Ti + 2MgO Магниетермия — метод выделения металла из оксида путём нагревания оксида с магнием. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (кроме магния) бурно реагируют с водой (она даже может закипеть): СаО -Ь Н2О = Са(0Н)2 -Ь Q Все гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов — сильные основания. Гидроксиды щелочных металлов хорошо рас- Рис. 27. Металлический натрий легко режется ножом Рис. 28. Реакция металлического кальция с водой Рис. 29. Реакция металлического лития с водой Щелочные и щелочноземельные металлы Рис. 30. Щелочные и щелочноземельные металлы приходится хранить под слоем керосина, чтобы не допустить их реакции с водой (в том числе с влагой из воздуха) Рис. 31. Ампулы с металлическими рубидием и цезием (музей Ловозёрского горно-обогатительного комбината, пос. Ревда Мурманской обл.) творимы, щелочноземельных — малорастворимы, причем растворимость растёт от магния к барию. Щелочные и щелочноземельные металлы (кроме магния) реагируют с водой с выделением водорода: 2Na + 2НгО = 2NaOH + НаТ Са + 2НгО = Са(ОН)г -Ь Hat В реакции щелочных металлов с водой выделяется много тепла: с натрием и калием выделяющийся водород загорается (см. цветной блок: рис. Ц-86), а рубидий и цезий вовсе взрываются при контакте с влажным воздухом. Из-за высокой реакционной способности щелочные и щелочноземельные металлы (кроме магния) хранят под слоем керосина, чтобы изолировать их от воздуха (рис. 30). Для рубидия и цезия керосина недостаточно — их хранят в небольших ампулах из специального стекла (рис. 31). Щелочные и щелочноземельные металлы получают, как правило, электролизом расплавов хлоридов: 2NaCl 2Na -f Ch t расплав / MgCla X Mg ^ CI2 t расплав При этом приходится решать технические проблемы, связанные с высочайшей активностью металлов при высоких температурах. Контрольные вопросы 26.1. Какие металлы относят к щелочным? К щелочноземельным? 26.2. Какая особенность электронного строения атома определяет свойства щелочных и щелочноземельных металлов? 26..3. Что можно сказать о кислотно-основном характере гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов? О о Химия элементов. Металлы Задание на дом 26.1. Напишите уравнения реакций получения металлических калия и кальция. 26.2. Напишите уравнения реакций между твёрдыми веществами при нагревании а) Mg+Cl2 б) K4S в) Са+Р г) Na+Ог д) Ba+S е) Mg+Zr02 ж) Na+CrCls Ресурсы Видроматсриалы • Опыты с щелочны.ми и щелочноземельны.ми металлами и их соединениями. https://school-collection.edu.ru Коллекции —>• Предметные коллекции —> Химия —> Неорганическая химия. Видеооиыты -л Металлы -> Щелочные и щелочноземельные металлы. • Опыты с щелочны.ми и щелочно.земельными металлами, https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook/ - Литий — запись от 20-04-2008 15:31 - Натрий — записи от 24-08-2008 19:00 от 20-04-2008 15:16 - Калий — запись от 20-04-2008 15:15 - Магний — .запись от 20-04-2008 16:45 - Ка/1ьций — запись от 20-04-2008 16:39 • Горигние кальция на воздухе. https://experiment.edu.ru/attach/6/385.wmv или «.mov • Реакция щелочных металлов с водой. https://WWW.chem.msu.su/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v013.html https://experiment.edu.ru/catalog.asp Металлы —>■ Взаимодействие щелочных металлов с водой Дополнительные материалы • Щелочные и щелочноземельные металлы (популярная библиотека химических элементов), https://n-t.ru/ri/p3/pb003.htm, «/pbOll.htm, «/pb012.htm, ♦/pb019.htm, »/pb020.htm, */pb037.htm, ♦/pb038.htm, •/pb038.htm, ♦/pb066.htm, ‘/pb056.htm, */pb087.htm, «/pb088.htm Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Природные соединения, получение и применение щелочных и щелочноземельных .металлов"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Соединения щелочных и щелочноземельных металлов"», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Превращения щелочных и щелочноземельных металлов"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Общая характеристика щелочных и щелочноземельных металлов», https://fcior.edu. ru • Модуль «Щелочные и щелочноземельные металлы в природе», https://fcior.edu.ru • Модуль «Биологическое значение щелочных и щелочноземельных металлов», https://fcior.edu.ru Алюминий • Модуль «Жёсткость воды и проблема её устранения*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Применение щелочных .металлов и их соединений* https://fcior.edu.ru • Модуль «Применение металлов ПА подгруппы и их соединений*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Свойства гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Свойства оксидов щелочных и щелочноземельных металлов*, https://fcior.edu.ru Рекомендуется повторить: что такое металлическая решётка (§ 5), ряд активности металлов (§ 20), амфотерность (§ 15). Из курса 8 класса вспомните, как металлы реагируют с кислотами. — Что образуется в результате реакции металлов с кислотами? — Что образуется в результате реакции амфотерного гидроксида с кислотой? со щёлочью? Реактивы. Алюминий А1, раствор AICI3 или Al2(S04);^, 20%-я соляная кислота НС1, 20%-я серная кислота H2SO.1, 20%-й раствор гидроксида натрия NaOH, сульфат меди CUSO4, хлорид натрия NaCl. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, коллекция «алюминий*. С = 660°С А1 В земной коре около 8,8% содержится Серебристый металл Используется в конструкционных Плотность 2,7 г/см^ материалах Алюминий находится на втором месте по объёму использования среди металлов. В 2002 г. его произведено 33 млн т. Алюминий обладает ценнейшим свойством — он очень лёгкий. Его плотность почти в три раза меньше, чем плотность железа. Однако других достоинств, кроме лёгкости, у чистого алюминия практически нет. Он весьма мягок, изделия из него легко сгибаются, он быстро истирается. Небольшие примеси (5-10%) других металлов позволяют получать сплавы с самыми разнообразными свойствами. Например, из сплава алюминия, содержащего 2% меди, 2% марганца и 5% цинка, изготавливают шестерёнки механизмов. Химия элементов. Металлы А опыт 27.1. Изучение сплавов алюминия. Изучают коллекцию сплавов алюминия. Сравнивают твёрдость разных сплавов. Д У алюминия три валентных электрона. В соединениях атом алюминия всегда возбуждён — его валентные электроны неспаренные. Поэтому алюминий проявляет только валентность III и только степень окисления -+-3. Этому соответствует, например, амфотерные оксид AI2O3, гидроксид А1(ОН)з. ОПЫТ 27.2. Получение гидроксида алюминия и доказательство его амфотерности. Налейте в пробирку раствор соли алюминия и добавьте к ней немного раствора NaOH, чтобы выпал осадок. Разделите его на две части. К одной добавьте раствор кислоты, к другой — избыток щёлочи. Что наблюдается? Д Гидроксид алюминия, как и всякий амфотерный гидроксид, растворяется в кислоте с образованием соли, а в щёлочи — с образованием комплексного соединения: 2А1(ОН)з 4- 3H2SO4 = А12(804)з + 6Н2О А1(ОН)з + NaOH = Na[Al(OH)4] Кристаллическая решётка оксида алюминия AI2O3 очень прочна, и он вступает в реакции только в жёстких условиях. Кристаллический AI2O3 — корунд — очень твёрдый (9 баллов из 10 по шкале Мооса). Примеси придают бесцветному корунду разную окраску. Разновидность корунда, окрашенная в красный цвет примесями хрома,— драгоценный камень рубин; а в синий цвет примесями железа или титана — сапфир. Валентность алюминия Степень окисления алюминия +3. О При образовании оксида алюминия выделяется много энергии. Поэтому алюминий, как и магний, активно отбирает кислород у оксидов других металлов: РезОз + 2А1—>А120з + 2Fe Твёрдые продукты плохо рассеивают выделяющееся в реакции тепло. Поэтому температура горения таких составов (их ещё называют «термиты») превышает 3000 °С. Этот способ (алюмотермия) иногда используют для получения металлов. Термит — смесь алюминия с оксидом менее активного металла. Алюминий ОПЫТ 27.3. Взаимодействие алюминия с кислотами. В две пробирки опускают по 2-3 гранулы алюминия в одну добавляют немного раствора серной кислоты, а в другую — соляной. Что наблюдается? Д Алюминий — активный металл. В ряду активности он стоит сразу после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он пассивируется — покрывается тонкой плёнкой. Она настолько прочна, что мешает дальнейшей реакции с кислородом, водой, серной и азотной кислотами. Соляная кислота медленно растворяет плёнку, но реакция начинается не сразу 2А1 4 6НС1 = 2А1С1з -f ЗН2 Алюминий покрыт прочной оксидной плёнкой, защищающей его от окисления. Зато из-за амфотерности оксида плёнка AI2O3 растворяется в щёлочи и алюминий активно с ней реагирует (рис. 32). Эту реакцию используют для получения водорода, свободного от паров кислот: 2NaOH -f 6Н2О + 2А1 = 2Na[Al(OH)4] Ч- ЗН2 Т Алюминий реагирует с растворами щелочей. ОПЫТ 27.4. Взаимодействие алюминия с щелочами. В пробирку опускают 2-3 гранулы алюминия и добавляют на 2-3 см по высоте раствор NaOH. Что наблюдается? Д, ОПЫТ 27.5. Взаимодействие алюминия с солями. В пробирку на полсантиметра по высоте насыпают сульфат меди CUSO4 и на полсантиметра — хлорид натрия NaCl. Добавляют дистиллированную воду на 3-4 см по высоте и растворяют соли. В полученный раствор опускают 2-3 гранулы алюминия. Что наблюдается? Д В этом опыте на поверхности алюминия восстанавливается медь, которая тоже разрушает оксидную плёнку. В результате алюминий реагирует с водой (см. цветной блок: рис. Ц-96): 2А1 -Ь ЗСи^+ = 2А1=^^ -Ь ЗСи 2А1 + 6Н2О ^ 2А1(ОН)з + ЗН2 ^ Производство алюминия сталкивается с рядом проблем, главная из которых — сырьё. Хотя земная кора содержит 7% алюминия (это первый по распространённости метгшл), основная его часть очень прочно связана в силикатных минералах. Рис. 32. Реакция алюминия с раствором щёлочи А О А А Химия элементов. Металлы Рис. 33. Алюминиевые заводы (трубы слева на снимке) часто строят рядом с гидроэлектростанциями (здание справа) Наиболее технологичное сырьё — бокситы AI2O3 (см. цветной блок: рис. Ц-97), которые встречаются редко. Но даже из бокситов выделить алюминий непросто. Этот металл — сильный восстановитель, поэтому его приходится выделять электролизом расплава. Отсюда другая проблема — необходима дешёвая электроэнергия. Алюминиевые производства потребляют около 3% производимой в мире электроэнергии. При этом AI2O3 плавится только при 2050 °С, а его расплав не проводит электрический ток. Поэтому его приходится растворять в расплаве смеси из фторидов при 900-1000°С. Формально реакция электролиза записывается так: 2AI2O3 4А1 + ЗО2 В качестве побочного продукта образуется крайне ядовитый фтор. Поэтому производство алюминия, мало того, что энергозатратно (рис. 33), но ещё и экологически опасно. В промышленности алюминий получают электролизом раствора AI2O3 в расплавах фторидов. О Контрольные вопросы 27.1. Почему алюминий не реагирует с водой, хотя он очень активный? 27.2. Какой характер имеют оксид и гидроксид алюминия? 27.3. Какие сильные кислоты пассивируют алюминий? 27.4. Какие загрязняющие вещества выбрасывают алюминиевые производства? 27.5. Зачем при получении алюминия из оксида оксид растворяют в расплаве фторидов? 27.6. Почему, несмотря на распространённость алюминия в земной коре, алюминиевые руды находятся в дефиците? Алюминий Задание на дом 27.1. Напишите уравнения реакций; а) Al + МпОг-^ б) Al + H20 + Na0H= в) А1 + НВг = г) AICI3 + КОН = (две реакции) ^ д) AICI3 + NH3 • Н2О = е) К[А1(0Н)4] + НС1= ж) AI2O3 + КОН А 27.2. Сколько килограммов алюминия можно выделить из 60 т бокситов, содержащих 45% AI2O3? 27.3. Сколько граммов алюминия и гидроксида натрия нужно, чтобы получить 10 л водорода (н. у.). Какое вещество следует брать в избытке— алюминий или щёлочь? 27.4. Какова массовая доля РегОз и А1 в железоалюминиевом термите? О Ресурсы Видеома териалы • Опыты с алюминием и его соединениями, https://school-collection.edu.ru Коллекции —> Предметные коллекции -> Химия —> Неорганическая химия. Видеоопыты ->• Металлы -* Алюминий. • Опыты с алюминием (в том числе алю.мотермия). https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, записи от 18-05-2008 18:27 и 20-04-2008 16:51. • Реакция алюминия с водой. https://wwu.chem.msu.8u/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/vO12.html http;//experiment.edu.ru/attach/6/400.wmv или *.тоу Дополнительные материалы • Производство алюминия. https://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/chemprom/uchpos/ —у Тема 2. Производство металлов —> 2.4. Производство алюминия. • Алюминий (популярная библиотека химических элементов). https://n-t.ru/ri/ps/pb013.htm Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Получение и применение алюминия"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Соединения алюминия"», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Превращение алюминия и его соединений"», https://f cior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Свойства алюминия"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Свойства оксида и гидроксида алюминия"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Характеристика алюминия по положению в Периодической системе"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Алюминий в природе», https://fcior.edu.ru • Модуль «Свойства алюминия», https://fcior.edu.ru • Модуль «Свойства оксида алюминия», https://fcior.edu.ru • Модуль «Свойства гидроксида алюминия», https://fcior.edu.ru • Модуль «Применение алюминия», https://fcior.edu.ru • Модуль «Получение алюминия», https://fcior.edu.ru Химия элементов. Металлы 28 -^'елезо Рекомендуется повторить: что такое металлическая решётка (§ 5), ряд активности метгшлов (§ 20), что такое степень окисления и окислительно-восстановительная реакция (§16 и 17). Из курса 8 класса вспомните, как металлы р>еагируют с кислотами. — Способно ли металлическое железо вытеснять водород из кислот? — Напишите формулу оксида железа (III). Реактивы. Железные опилки Fe, 10%-я соляная кислота НС1, 2%-я серная кислота H2SO4, сульфат железа (II) FeS04, гидроксид натрия NaOH. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, трубка с оттянутым концом, резиновая груша, пипетка. ЖЕЛЕЗО Fe Металл Плотность 7,9 г/см® С = 1535‘ Содержание в земной коре 4,5% В огромных количествах используется как конструкционный материсш Несмотря на бурное развитие технологии современных материалов, наш век по-прежнему остаётся железным веком, ибо из всех индивидуальных веществ человечество больше всего производит железа (более 1 млрд т в 2002 г.). Железо удобно отливать, ковать, обрабатывать резанием. Эти свойства, вкупе с доступностью, делают металлическое железо основным материалом современной цивилизации. Железо относится к переходным элементам. Как и у всех переходных элементов, у атома железа на последнем электронном уровне два электрона, которые он довольно легко отдаёт, проявляя валентность II (степень окисления +2). Кроме того, железо проявляет валентность III (степень окисления -ЬЗ). Таблица VI. 1 Характерные валентности и степени окисления железа Степень окисления Валентность Соединение с водородом Оксид Гидроксид Характер оксида и гидроксида 4-2 II - FeO Fe(OH)2 основной -f3 III - Fe20a Fe(OH)3 основной, редко — амфотерный Железо I Помимо оксидов FeO и РегОз, у железа есть оксид Рез04, который можно формально рассматривать как феррит (III) железа (II) Fe"(Fe"’02)2. Гидроксид железа (II) — слабое основание. Гидроксид железа (III) — очень слабое основание, но в жёстких условиях (при сплавлении с основаниями) проявляет амфотерные свойства, образуя ферриты; РегОз -Н 2NaOH = 2NaFe02 ‘ Н2О ОПЫТ 28.1. Взаимодействие железа с соляной кислотой. На дно пробирки насыпают железные опилки и добавляют соляную кислоту на 2-3 см по высоте. Что наблюдается? Какого цвета образующийся раствор? Д Металлическое железо — металл средней активности (восстановитель средней силы). Оно реагирует с кислотами с образованием солей железа (II) (см. цветной блок: рис. Ц-88, Ц-89): Fe + 2НС1 = FeCl2 -f Н2 t Железо (II) — слабый восстановитель. Растворы его солей бесцветны. Соль железа (II) можно легко окислить до солей железа (III) разными окислителями, в том числе кислородом воздуха. При этом почти бесцветные растворы коричневеют. Твёрдые соли железа (III) — коричневые или розово-фиолетовые (см. цветной блок: рис. Ц-89). ОПЫТ 28.2. Взаимодействие железа (III) с гидроксидом натрия. В пробирку отливают порцию раствора FeSO^ и добавляют раствор NaOH. Что происходит? Наблюдают за цветом выпавшего осадка около минуты и продувают через него воздух с помощью груши. Д Сначала образуется белый осадок гидроксида железа (И), который на воздухе очень быстро окисляется до коричневого гидроксида железа (III) (см. цветной блок: рис. Ц-90): FeS04 -Ь 2NaOH = Fe(OH)2 i -f-Na2S04 4Fe(OH)2 + 2H2O + 02 = 4Fe(OH)3 Железо (III), в свою очередь, можно восстановить до железа (II) иодидом натрия или калия, металлическим железом, медью. Последнюю реакцию до сих пор используют для вытравливания печатных плат в радиоэлектронике: Си + 2FeCl3 CUCI2 + 2FeCl2 О А Д О Химия элементов. Металлы О о Железо легко переходит между степенями окисления (+2) и (+3). Железо (II) — слабый восстановитель, легко окисляется (даже кислородом воздуха) до Fe (III). Железо (III) — слабый окислитель. Измельчённое железо горит на воздухе, образуя РегОз. При обычной температуре железо на воздухе ржавеет (см. цветной блок: рис. Ц-91, Ц-92) — медленно реагирует с кислородом, превращаясь в сложную смесь оксидов и гидроксидов железа. Приближённо уравнение реакции образования ржавчины можно записать как ЗРе Ч- 20г НгО Рез04 Ржавление — настоящий бич цивилизации. Оно сильно сокращает срок службы железных изделий. Подробно способы предотвращения этого процесса описаны в §31. Как получают железо? Железа в земной коре довольно много— около 4,5%. Однако большая его часть связана в силикатных минералах. Для получения железа используют железную руду, содержащую минералы гематит РезОз (см. цветной блок: рис. Ц-93), гётит РеО(ОН) и магнитный железняк Рез04. Их восстанавливают самым дешёвым промышленным восстановителем — углём (коксом), который состоит в основном из простого вещества углерода С. При этом протекает множество параллельных и последовательных реакций и выделяется огромное количество теплоты. Все эти реакции можно объединить в суммарное уравнение: 2РезОз “Ь ЗС — 4Ре -Ь ЗСОз Q В промышленности железо получают, восстанавливая оксиды углём. Процесс проводят в доменных печах высотой с восьмиэтажный дом. В печь загружают смесь железной руды, кокса (в избытке) и карбоната кальция СаСОз (нужен для связывания примесей ЭТО ИНТЕРЕСНО! КАК УДАЛИТЬ РЖАВЧИНУ Ржавый налёт на стекле, фаянсе или эмали можно удалить щавелевой кислотой И2С2О4, которая образует с железом (III) комплексное соединение: Рез04 -Ь 7Н2С2О4 = 2Нз[Ре(С204)з] + 4НгО f FeC204 Твёрдую влажную щавелевую кислоту (или мокрую тряпку, на которую насыпана щавелевая кислота) насыпают на ржавые места и оставляют на некоторое время. Вместо щавелевой кислоты можно использовать лимонную, которая тоже образует комплексное соединение с Fe^"^. Однако этот комплекс менее прочен, поэтому процесс идёт дольше. Железо ЗЮг). Снизу в домну поддувают горячий воздух, обогащённый кислородом. Сгорание избытка кокса даёт энергию, необходимую для проведения реакции и плавления образующегося железа. Полученное железо, содержащее более 2% углерода, называется чугуном. Чтобы избавиться от лишнего углерода, проводят так называемый передел чугуна. Для этого через расплавленный чугун продувают кислород, и лишний углерод выгорает. Процесс проводят в конверторах или электропечах. В последнем случае сталь плавится под действием электрического тока. Контрольные вопросы 28.1. Какие степени окисления характерны для железа? 28.2. Воспользовавшись рядом активности металлов, назовите три-четыре металла, которые могут быть вытеснены железом из растворов солей. ЭТО ИНТЕРЕСНО! ЖЕЛЕЗО В ПРИРОДНОЙ ВОДЕ В некоторых местностях водопроводная и колодезная вода обладает неприятным свойством: от неё ванны и раковины в домах очень быстро покрываются коричневым налётом—«ржавеют». Иногда такая вода имеет отчётливый «железистый» привкус, хотя обычно вполне прозрачна. Но если её налить в какую-нибуд ёмкость и оставить, то через некоторое время сначала появится белая муть, потом вода порыжеет и в конце концов грязно-бурые хлопья осядут на дно и стенки ёмкости. После этого вода на вкус становится гораздо более приятной, чем была изначально. Все эти свойства придают воде растворённые ионы железа (II). На воздухе они реагируют с гидрокарбонат-ионами, тоже содержащимися в воде: Fe^+ -)- 2НСО3 FeCOsi -ьНгО -f СОгТ белый Образующийся белый осадок медленно окисляется кислородом воздуха до рыже-коричневого: 4FeC03 t О2 + 6Н2О = 4Fe(0H)3i-l-4C02 рыже-коричневый Иногда Fe^"*" сразу окисляется до коричневого осадка Fe(OH)s (см. цветной блок: рис. Ц-94): 4Fe^+ 4- 8НСО3 4- О2 -Ь 2НгО = 4Fe(OH)3i 4-8СОгТ В этой реакции выделяется энергия. Её способны усваивать особые виды бактерий, именуемые железобактериями. На поверхности болотных вод часто можно наблюдать радужную плёнку Fe(0H)3 (см. цветной блок: рис. Ц-94). Её можно легко отличить от нефтяной плёнки: если прикоснуться палочкой к плёнке Fe(OH)3, то появятся рваные края. Плёнка нефтепродуктов после такого воздействия затягивается. Химия элементов. Металлы 28.3. Почему в растворе FeS04 при стоянии на воздухе со временем выпадает бурый осадок? Напишите уравнения реакций. 28.4. Какого цвета чистые соли железа (П)? в) Fe2(S04)3 + KI = е) FeS04 + КОН = Задание на дом О 28.1. Закончите уравнения реакций а) Fe20s -н С = б) FeCls + Fe — г) Fe + Cl2—> д) Fe ) H2SO4 (разб.) = О ж) Fe + CUSO4 = 28.2. Осуществите цепочку превращений (одна стрелка — одна реакция, X и Y — неизвестные вещества, могут быть различными в каждой цепочке). а) Fe -+ FeCl2 -> FeCla —> X Fe203 -*■ Fe б) X -> Fe(OH)2 Y ^ Fe2(S04)3 ^ FeS04 Ресурсы Видеоматериалы • Опыты с желе,зом и его соединениями, https://school-collection.eciu.ru Коллекции Предметные коллекции —> Химия —»■ Неорганическая хи.мия. Видеоопыты - > Металлы —> Железо. • Опыты железом и его соединениями. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook/ Переходы между различными степенями окисления железа — запись от 27-04-2008 19:14 Дополнительные материалы • Производство чугуна и стали. https://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/chemprom/uchpo8/ —)• Тема 2. Производство металлов 2.5. Производство чугуна и стали. • Железо (популярная библиотека химических эле.ментов). https://n-t.ru/ri/ps/pb026.htm • Стали, https://grokhovs2.chat.ru/damask/damask.html Тесты электронные • Модуль «Тесты по те.ме „Оксиды и гидроксиды железа"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Свойства железа"», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Оксиды и гидроксиды железа"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Свойства оксидов и гидроксидов железа"», https://f cior.edu.ru Электронные, пособия • Анимированная схема прои.зводства стали на предприятиях ООО «Северсталь». https://WWW.severstal.ru/scheme.htm a Модуль «Производство стали», https://fcior.edu.ru a Модуль «Производство чугуна», https://fcior.edu.ru а Модуль «Соединения железа (-I-3)», https://fcior.edu.ru Металлы. Обзор свойств § 29 Металлы. Обзор свойств Рекомендуется повторить: что такое металлическая решётка (§ 5), ряд активности металлов (§ 20), степень окисления (§ 16), соответствие оксидов и гидроксидов (§ 16), амфотерность (§ 15); как определить низшую и высшую валентности (§ 2) и степени окисления (§ 16) элемента, соответствующего металлу; что общего в электронном строении переходных элементов (§ 2)? Из курса 8 класса вспомните, что такое кислотные и основные оксиды; какие металлы образуют кислотные оксиды. — Какой из двух оксидов марганца МпО и МП2О7 кислотный, а какой основный? Какие гидроксиды им соответствуют? — Приведите пример амфотерного оксида. — Каковы низшая и высшгья валентности хрома? — Назовите общие свойства простых веществ металлов. Свойства металлов определяются слабой связью валентных электронов с атомом. По этой причине простые вещества металлы образуют металлическую кристаллическую решётку. В её узлах находятся катионы, связанные подвижными общими валентными электронами, «электронным газом» (§ 5). По этой причине элементы-металлы не проявляют отрицательных степеней окисления, зато склонны к образованию катионов. При этом более активные металлы способны восстанавливать катионы менее активных (§ 20). В табл. Ц-1 (см. цветной блок) обобщены характерные свойства металлов (общий символ «Ме»). Наиболее типичными металлами считаются щелочные и щелочноземельные (§ 26), у которых валентные электроны слабее всего связаны с ядром. Все эти простые вещества металлы — сильные восстановители и почти во всех своих соединениях они существуют как одно- или двухзарядные катионы. Гидроксиды этих металлов — сильные основания. Что касается переходных элементов, то в их атомах на последнем уровне по два валентных а-электрона (§ 2), которые и определяют их общие свойства. Все переходные металлы могут образовывать катионы с зарядом Ме^~. Этим катионам соответствуют основные, реже — амфотерные гидроксиды. Пользуясь табл. Ц-1 (см. цветной блок), скажите, каким двухзарядным катионам соответствуют амфотерные гидроксиды? У многих переходных металлов (особенно V и VI периодов) катион Ме^+ оказывается очень сильным восстановителем. О Для этих элементов степень окисления +2 возможна, но не характерна, по крайней мере, в присутствии кислорода. Для таких Химия элементов. Металлы металлов (например, титана, молибдена, вольфрама и т. п.) не характерно образование катионов, поэтому их обычно не включают в ряд активности. С кислотами такие металлы, как правило, не реагируют. Помимо степени окисления +2, большинство переходных элементов проявляют высшие степени окисления (равные номеру группы) и ряд промежуточных. От степени окисления зависит характер оксидов и гидроксидов металлов. Какова формула высшего оксида хрома? Высшего оксида марганца? Степени окисления -ьЗ соответствуют трёхзарядные катионы, образующие основные или амфотерные оксиды и гидроксиды. Приведите пример соли, в состав которой входит А1 в степени окисления -1-3. Для элементов в степени окисления -г4 образование катионов уже не характерно, так как размер такой частицы был бы слишком мал и на небольшую площадь поверхности приходился бы большой заряд. В этой степени окисления элементы металлы образуют оксиды МеОг. У них очень прочная кристаллическая решётка и они не вступают в кислотно-основные взаимодействия, т. е. являются несолеобразующими. Очень редко существуют соответствующие им соли МеОд”. Галогениды металлов в такой степени окисления — ковалентные соединения, часто — жидкости. Несолеобразующий оксид — оксид, для которого неизвестны соответствующая ему кислота и основание. В более высоких степенях окисления элементы металлы образуют анионы кислотных остатков, такие как VOg, СгО^" и MnOJ. Соответствующие этим анионам свободные кислоты, как правило, не существуют, поскольку легко дегидратируются с образованием оксидов. Приведите пример соли, в состав которой входит ванадий в степени окисления +5. Какой характер имеет высший оксид титана? Высший оксид хрома? Содержание большинства металлов в земной коре незначительно — для некоторых оно составляет тысячные доли процен- Металлы. Обзор свойств Таблица VI.2 Характер соединений металлов в разных степенях окисления Степень Частица Характер окислеыия ОКСИДОВ и гидроксидов Ме+ Основной +2 Ме^* Основной, реже — амфотерный +3 Ме®+ Основной или амфотерный +4 МеОг Несолеобразующий "гО МеОз Кислотный +6 МеО^~ Кислотный +7 Ме07 Кислотный +8 Ме04 Кислотный или несолеобразующий та. Однако иногда в земной коре обнаруживаются месторождения, в которых находятся руды — породы, в которых содержание металла значительно выше среднего. Большая часть металлов встречается в рудах в виде химических соединений — минералов. Только наименее активные металлы (ртуть, серебро, платина, золота) встречаются в самородном виде. Существует три основных типа минералов (табл. VI.3 и в цветном блоке табл. Ц-2) — хлориды, оксидные минералы (оксиды, карбонаты и силикаты, см. цветной блок: рис. Ц-98) и сульфиды (см. цветной блок: рис. Ц-99). Руда металлическая — горная порода, в которой содержание металла гораздо выше, чем в среднем по земной коре. Месторождение металла — место залегания и добычи металлических руд. Минерал — природное твёрдое соединение с характерным составом и структурой. Наиболее активные металлы встречаются в виде хлоридов, менее активные, а также те, для которых нехарактерны катионы, — оксидных минералов, ещё менее активные — сульфидов. В виде каких минералов встречается свинец, хром, вольфрам? Ранее были перечислены два способа получения металлов: электролиз расплавов соединений и восстановление углём. Электролизом расплавов получают щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий (в цветном блоке табл. Ц-3 и Химия элементов. Металлы в табл. VI.3). Углём восстанавливают оксиды разных металлов средней активности: СиО С = Си "Ь СО Если металл добывают в виде сульфидных руд, то сульфиды предварительно обжигают, превращая в оксиды: 2CuS + ЗО2 2СиО + 2802 Т При обжиге сульфидов малоактивных металлов, например ртути, оксиды разлагаются и выделяется чистый металл: HgS + 02 Hg-1-8021 Для получения металла его оксид можно восстановить углём, а можно растворить в серной кислоте и выделить металл электролизом: СиО ‘ H2SO4 = CU8O4 -Ь Н2О 2Cu804 • 2Н2О i 2Cu ^ 2H2SO4 -f О2 t Этот способ требует гораздо больше энергии, чем восстановление углём, однако даёт более чистые металлы. Кроме того, он незаменим в случае, если руда содержит сразу несколько металлов, — подбирая режим электролиза, можно выделить их по отдельности. Некоторые металлы (титан, вольфрам и др.) нельзя восстанавливать углём, потому что они с углеродом образуют очень прочные карбиды. Их также нельзя получить электролизом, поскольку они не образуют устойчивых катионов. Такие металлы восстанавливают из оксида либо магнием (метод магниетермии), ТЮ2 -I- 2Mg А Ti т- 2MgO -f Q либо водородом WO3 -г ЗН2 А W + ЗН2О Таблица VI.3 Металлы в природе и способы получения свободных металлов Металл К Ва Са Na Mg А1 Мп Zn Сг Fe Со Ni Sn Pb Си Hg Ag Pt Au Минералы Хлоридные Оксидные Сульфидные Само- родные Предвари- тельная обработка Выпаривание Не требуется Обжиг Не требуется Способ получения Электролиз расплавов соединений Восстановление углеродом, алюмотермия, электролиз растворов солей Не требуется е) СН4 ж) COCIj з) HSCN Рис. Ц-1. Цветные шаровые и шаростержневые модели молекул к) (NH2)2C0 Рис. Ц-2. Шаростержневые модели Л/ а) НгЗ _ -W б) NH3 в) HCN г) НСООН д) (NH2)2C0 Рис. Ц-3. Модели молекул разных веществ. Чёрным цветом обозначен атом углерода, белым — водорода, красны.м — кислорода, синим — азота, жёлтым — серы Рис. Ц-4. Твёрдый К2СГ2О7 не проводит электрический ток, а его расплав — проводит H^Oj C2H5OHI (СНз)гСО CHCI3 CCI4 llid Рис. Ц-5. Раствор иода I2 в разных растворителях Рис. Ц-6. Ни твёрдый К2СГ2О7 {слева), ни жидкая вода (в центре) не проводят электрический ток. Однако раствор К2СГ2О7 прекрасно его проводит (справа). Точно также ведут себя и другие ионные соединения Рис. Ц-7. Изменение цвета и электрюпро-водности раствора C0CI2 в ацетоне по мере добавления воды Рис. Ц-8. Холодный (слева) и нагретый (сирана) оксид цинка Рис. Ц-9. Осадок BaS04 с изоморфной примесью КМ11О4 Рис. Ц-10. Клатрат хлора. Его получают, пропуская хлор в воду, охлаждённую ниже 10 ®С. Небольшие молекулы могут встраиваться не то.чько в полости кристаллических решёток, но и между слабо связанными слоями, как, например, в графите. Под давлением между слоя.ми графита размещаются молекулы водорода, хлора, атомы калия и другие вещества. Однако внедрённые частицы располагаются хотя и плотно, но в относительном беспорядке (Kaic в жидкости), поэтому точные соотношения не соблюдаются Рис. Ц-11. Потоки воды в карстовой пещере Рис. Ц-12. Карстовая воронка Рис. Ц-13. Образование Ag20 Рис. Ц-14. Реагенты и продукты реакции FeCla-rKI Рис. Ц-15. Реагенты и продукты реакции C11SO4 ^ KI Рис. Ц-16. Реагенты и продутсты реакции КМ11О4 i Na2S03 Рис. Ц-17. Реагенты и продукты реакции КМп04 1 НагВОз + H2SO4 MnS04 Рис. Ц-18. Твёрдые соли Мп^ и их растворы Л И кн Рис. Ц-19. При попадании па бумагу или кожу (например, на руку) КМпО| действует как окислитель, и образуются коричневые пятна МпОз Рис. Ц-20. Реагенты и продукты реакции КМПО4 — NaN02 Рис. Ц-21. Реакция Н2С2О4 + NaNOz Рис. Ц-22. Горение серы на воздухе Рис. Ц-23. Металлический цинк вытесняет медь из растворов её солей, но медь не может вытеснять цинк из его соединений Рис. Ц-24. Электролиз водного раствора C11CI2 Рис. Ц-25. Электролиз водного раствора NaCl. К исходному раствору добавлен фенолфталеин — раствор бесцветный. При появлении в растворе ионов 0Н“ (т. е. при образовании в ре.зульта-те электролиза основания NaOH) индикатор меняет цвет и раствор становится малиновым Рис. Ц-26. Разобранный марганцево-цинковый элемент. 1 — пленка, изолирующая цинк от корпуса; 2 — графитовый стержень; 3 — М1Ю2; 4 — бумага, пропитанная электролитом; 5 — Zn Рис. Ц-27. Разложение основного карбоната меди (СиОН)2СОз. В процессе разложения температура остаётся постоянной — реакция эндотермическая Рис. Ц-28. Разложение дихромата аммония (NH()2Cr207. (МНОгСггОт^ •^СггОз t N2 : 4Н2О. В процессе разложения температура резко поднимается — реакция экзотермическая Рис. Ц-29. Продукты реакции AgNOs с N328203 сразу после смешения (слева), через 1 мин (в центре) и через 5 мин (справа) Рис. Ц-30. Реакция пероксида водорода Н2О2 с иодидом ка«тия KI. Тёмный осадок — иод I2, газ — кислород О2 Рис. Ц-31. Распространение пламени по поверхности серы (по смеси желе.ча с серой) Рис. Ц-32. Разложение 10%-го пероксида водорода под каталитическим действием дихромата калия. 1 —исходные реагенты; 2 — образование К2СГ2О12; 3 — разложение К2СГ2О12 с выделением кислорода. Одновременно из непрореагировавших реагентов образуются новые порции К2СГ2О12, поэтому окраска раствора сохраняется; 4 — после полного ра.зложения Н2О2 в пробирке остаётся регенерировавший К2СГ2О7 Рис. Ц-33. Разложение Н2О2 в растворе при одной и той же концентрации под действием свежеприготовленного М11О2 (слева) и МпОг из банки (справа) Рис. Ц-34. Разложение бертолетовой соли. Тлеющая лучина, опущенная в пробирку, где нагревают KCIO3, загорается Рис. Ц-35. Хлор, бром, иод Рис. Ц-36. Пары иода Рис. Ц-37. При пропускании газообразного хлора в раствор К Иг выделяется красно-жёлтый бром Вгг Рис. Ц-38. Горение железа в хлоре 2Fe I 3CI2 = 2ГеС1з Рис. Ц-39. Горение меди в хлоре: Си - CI2 = СиС^. Бурый дым — твёрдые частицы безводного CuCla Рис. Ц-40. Алюминий при контакте с жидким бромом воспламеняется: 2Л1 • ЗВг2 = 2Л1Вгз. Получается смесь белого дыма АШгз и коричневых паров ВГ2 Рис. Ц-41. Хлорная, бромная и йодная вода МпО из КМпО^ HCI исходно в колбе Рис. Ц-42. Получение хлора. Слева к перманганату калия добавляется соляная кислота, справа — к соляной кислоте добавляется перманганат калия Рис. Ц-43. Раствор иода в подсолнечном масле Рис. Ц-44. Йодоформ, выпавший после охлаждения раствора соды, нагретого с аптечной йодной настойкой Рис. Ц-45. Капли иода на крахмалсодержащих продуктах Рис. Ц-46. Реакция концентрированной серной кислоты с КС1 (слева), КВг (в центре) и KI (справа). При в.чаимодействии с КС1 образуется бесцветный газообразный НС1, вспенивающий реакционную смесь. С КВг тоже образуется бесцветный газообразный НВг, вспенивающий реакционную смесь, однако параллельно часть его окисляется до красно-коричневого Вг2. KI полностью окисляется до тёмно-коричневого I2 Рис. Ц-47. Хлороводородный фонтан. Колбу, занолненную газообразным хлороводородом, закрывают пробкой с газоотводной трубкой и погружают трубку в холодную воду. Хлороводород растворяется в воде, давление в колбе падает, вода засасывается в неё, образуя фонтан внутри колбы AgBr AgCI Agl Рис. Ц-48. Осадки хлорида, бромида и иодида серебра Рис. Ц-49. Твёрдая сера ■Р444®С (кипение)! ; пары серы Рис. Ц-50. Расплав серы (c-.-ieea направо) при 120 °С; 250 °С; 400 °С видны пары серы; кипение при 444 “С Рис. Ц-51. Получение пластической серы (слева) и сама пластическая сера (справа) Рис. Ц-52. Реакция водного раствора сероводорода с раствором нитрата свинца: Pb(NO;02 - H2S = = PhS - 2HNO2 Рис. Ц-53. Серная кислота Рис. Ц-54. Продукты реакции меди с 96%-й (слева) и 90%-й (справа) серной кислотой (справа) при нагревании. Видно, что голубой раствор образуется только с относительно разбавленной серной кислотой. В концентрированной серной кислоте образуется чёрный СиО ) V ^ ' f- ■ > Рис. Ц-55. Концентрированая серная кислота обугливает бумагу' Рис. Ц-56. Продукт реакции копцептрировашюй H2SO.1 с КМпО,). Зелёная жидкость — M112O7 Рис. Ц-57. ет горение нём гаснет NO2 не ноддержива-— тлеющая лучина в Рис. Ц-58. Реакция 6.5% -й (слева) м 30% -й (спра ва) HNO3 с медью. Пробирка с 30%-й кислотой поставлена в стакан для отвода тепла. Видно, что с 65"/)-й кислотой выделяется бурый газ (NO2)- Он же придаёт синему раствору бесцветный газ (NO с небольши.ми примесями бурого NO2), который на воздухе медленно обра.зует ♦лисий хвост» — NO2 Рис. Ц-59. Разложение нитрата свинца при нагревании Рис. Ц-60. Ра.эложение нитрата серебра при нагревании Рис. Ц-61. Горение угля в расплаве NaNOs Рис. Ц-62. Слева — на никелевом сплаве капля «пробирной кислоты» прозрачная, справа — на серебряном изделии та же капля похожа на томатный сок МНз-НгО Рис. Ц-63. Водный аммиак NH3 II2O вытесняет слабое основание Ге(ОН)з (коричневый осадок) из РеС1з NH4CI - NaOH Рис. Ц-64. Выделяющийся при реакции соли аммония со щёлочью аммиак окрашивает влажную универсальную индикаторную бумагу в синий цвет NH3 HjO NH3 Н2О [Cu(NHj)4]S04 Рис. Ц-65. Продукты реакции C11SO4 с небольши.м количеством водного аммиака (слева) и с его избытком (справа) Рис. Ц-66. Продукты реакции РеС1з и KSCN переходят в слой .этилацета-та (вер.чний слой) Рис. Ц-67. Свечение белого с1юсфора Рис. Ц-68. Сухой красный фосфор : а: Р Р I ^Swfw . •'kiaaeA^«-*tv. ^V' Рис. Д-69. Получение белого (1юсс1юра из красного. Красный фосфор помещают посередине трубки, затыкают трубку с двух концов стекловатой и фосфор нагревают. По сторонам от .места нагрева конденсируется белый фосфор ' » «А Рис. Ц-70. Апатит {слева) и фосфорит {справа) — основные руды, из которых получают соединения фосфора (горно-геологический музей ОАО «Апатит», г. Кировск Мур.манской обл.). Рис. Ц-71. Горение угарного газа. Угарный газ получен нагреванием муравьиной кислоты НСООН с избытком серной кислоты (серная выступает как водоотнимающее средство) IIC001I , U2SO4 СО г Н2О ЗСО О2 = 2СОг НСООН - H2SO4 Рис. Ц-72. Неограпёппый ал.маз Рис. Ц-73. Уголь Рис. Ц-74. Выход бурого >тля на поверхность Рис. Ц-75. Образование силицида магния (слева) и его реакция с соляной кислотой (справа). Выделяющийся силан при контакте с воздухом воспламеняется Рис. Ц-76. Шаростержневая модель Si02 Рис. Ц-77. Белый песок в этом карьере — это почти чистый оксид кремния Si02, жёлтый — с примесями соединений железа (III) Рис. Ц-78. Неорганический «сад» — кристаллы солей переходных металлов были брошены в раствор силиката натрия Рис. Ц-79. (silicone) Силикон Рис. Ц-80 Рис. Ц-81. Свежий срез металлического лития. Чёрный налет— LiaN (продукт реакции лития с азотом воздуха), белый — LiOH (продукт реакции с парами воды) Рис. Ц-82. Очищенная поверхность металлического натрия Рис. Ц-83. Металлический калий. Бело-жёлтые крупинки — смесь КОН и К2СО3, образующаяся при контакте металла с воздухом. Счистить еётрудно,поскольку она гораздо твёрже металлического калия ii,-: Рис. Ц-84. Металлические кальций (слева) и магний (справа) Рис. Ц-85. Горение натрия в хлоре. Белый дым — частицы NaCl 4 Рис. Ц-86. Горение натрия (слева), кальция (в центре) и магния (справа) на воздухе. Пламя натрия окрашено в жёлтый цвет, пламя кальция — в оранжевый, а магний — ярко-белый Рис. Ц-87. Реакция металлического натрия (слева) и калия (справа) с водой. Эти металлы легче воды, поэтому плавают на её поверхности. При взаимодействии выделяется столько тепла, что образующийся водород может загореться Рис. Ц-88. ЗЗСвежий срез натрия на воздухе очень быстро покрывается синеватым налётом гидроксида за счёт реакции с парами воды Рис. Ц-89. Реакция металлического железа с соляной кислотой FeS04 Ре2(304)з | КРе(504)г - Рис. Ц-90. Соли железа (II) почти бесцветны Рис. Ц-91. Чистый Fe(OH)2 {слева) и Fe(OH)2, который после своего получения находился на воздухе некоторое время Рис. Ц-92. Ржавчина — сложная смесь оксидов и гидроксидов железа, которую можно описать приближённой формулой Fe^O.i Рис. Ц-93. Болотная руда Рис. Ц-94. Гематит ГегОц и магнетит Кез04 — основные минералы, и.з которых добывают железо (горно-геологический музей ОАО «Апатит», г. Кировск Мурманской обл.). Рис. Ц-95. Губка Ре(ОН)з, образующаяся при окислении растворённого с участием железобактерий Рис. Ц-96. Плёнка Ге(ОН)з, образующаяся при окислении растворённого Fe^~ Рис. Ц-97. Реакция алюминия с раствором CuCl2. Бесцветное пламя водорода окрашено в зелёный цвет соединениями меди Рис. Ц-98. Боксит Рис. Ц-99. Оксидные минералы: ильменит FeTiOs, хромит Ре(Сг02)г. Горно-геологический музей ОАО «Апатит», г. Кировск, Мур.манская обл. Рис. Ц-100. Сульфидные минералы: халькопирит CuFeSa, киноварь HgS, аурипиг-мент AS2S3, ковеллинСиВ, антимонит ВЬгВз, галенит PbS. Горно-геологический музей ОАО «Апатит», г. Кировск, Мурманская обл. Рис. Ц-101. Зелёный налёт (СиОН)гСОз на бронзовом памятнике и бронзовом куполе — результат коррозии Рис. Ц-102. Браслет из анодированного циркония Рис. Ц-103. Эмалированное покрытие железной миски. Видны следы коррозии в месте скола эмали Рис. Ц-104. Нефть Рис. Ц-10.5. Хозяйственное мыло состоит из стеарата натрия, соды и воды Рис. Ц-106. Изделия из полимерных материалов Полистирол Поливинилхлорид (в пламени горелки) Тефлон (в пламени горелки) Полиметил-метакрилат Рис. Ц-107. Горение ра.зличных пластмасс Полиэтилен Рис. Ц-108. Бульон, жареное мясо, жжёный сахар Таблица Ц-1 Характерные степени окисления металлов и виды оксидов 1А IIA И1Б IVB V6 VIB VIIB VIIIB IB MB MIA IVA VA^A VIIA VIIIA 1 Н He 2 Li Be В C N О F Ne 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar 4 К Ca Sc |B V Cr Mn Fe Co "nT ! Cu Zn Ga As Se Br Kr 5 Rb 0 \ I Nb Mo Tc Ru Rh Pd j Ag c. • n 1 j Sn ; Sb Те 1 Xe 6 Cs i Ba ЕЯ Та W 1 Re Os Ir Pt pilllF H Au Hg Tl 1 Pb Bi Po At Rn Na А1 V РЬ Мп Характерны низкие степени окисления (от -^1 до ч-З). Образуют только основные оксиды. В состав солей входят как катионы. Характерны низкие степени окисления (~2 или -3). Образуют амфотерные оксиды. В состав солей входят в форме катионов или гидроксокомплексных анионов. Характерна степень окисления +4. Образуют несолеобразующие оксиды. Соли не характерны. Характерны степени окисления +5 и более. Образуют кислотные оксиды. В состав солей входят как анионы. Характерны различные степени окисления, но не больше, чем +4. Оксиды в низких степенях окисления (+3 и ниже) — основные или амфотерные, в степени окисления +4 — несолеобразующие. В степенях окисления -гЗ и ниже входят в состав солей как катионы. Характерны различные степени окисления. Характер оксида зависит от степени окисления. В низких степенях окисления входят в состав солей как катионы, в высоких — как анионы. Промышленно значимые металлические минералы Таблица Ц-2 1А ИА Н Li Na Mg К Ca Rb Sr Cs Ba Na 1МБ 1УБ V5 VIE УМБ У1МБ 1Б МБ IIIA 1УА УА УА УМА У1ИА He В C N 0 F Ne Al Si P s Cl Ar Sc< Ti , V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn ; Sb Те 1 Xe La Hf Та W Re Os ‘ Ir i Pt Au Hg TI Pb Bi Po At Rn |AI Cu Галогениды. Кислородные соединения: оксиды, карбонаты, силикаты. Сульфиды. Аи Самородные. Радиоактивные элементы (в при-Тс роде в значимых количествах не встречаются). Таблица Ц-3 Способы выделения металлов из руд 1А IIA П1Б IV6 V6 У1Б VIIB У111Б 1Б ИБ MIA IVA VA VA VIIA VIIIA 1 Н • le 2 Li Be В C N О F Ne 3 Na Mg At Si P S Cl Ar 4 К Ca Sc Ti V ГсГ Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Те 1 Xe 6 Cs Ba La Hf ■Ta'^ w Re Os Ir Pt 1 J Au m TI Pb Bi Po At Rn Fe W Электролиз расплавов соединений. Восстановление оксидов углём или растворение оксидов в кислотах с последующим электролизом растворов солей. Восстановление оксидов водородом. Магниетермия или восстановительное галогенирование с восстановлением образующихся галогенидов водородом. Си Аи Обжиг с последующим восстановлением оксидов углём или электролизом водных растворов солей. Обжиг, при котором получаются свободные металлы. Самородные металлы — химическая обработка не требуется. Тс Ядерные реакции Таблица Ц-4 Кристаллические решётки и физические свойства неметаллов IIIA IVA VA VA VIIA VIIIA 1 Н Не N О F Ne 31 С1 Аг 4 As 1 Se Вг Кг 5 J Те 1 Хе По физическим свойствам Газ, кипит ниже чем при -100°С Газ, кипит от -100 до 0°С Жидкость при комнатной температуре Твёрдое вещество, плавится от 100 до ЗОО'С I Твёрдое вещество, устойчивые модификации плавится или возгоняется от 400 до 650 ®С Твёрдое вещество тугоплавкое (плавится выше 1400 °С) Кристаллические решётки Jk В As а Атомная Возможна и атомная, и молекулярная Молекулярная Таблица Ц-5 Реакции неметаллов со щёлочью 1 IIIA ivaI va VA viiaIviiia 1 X X XX X X X 3 I Si Р I I (III) i s (IV) Se (IV) Cl <1. V) Br (V) X / X X 5 Те 1 f* 9, с. 54-58. https://window.edu.ru • Модуль «Электрохимический ряд напряжений металлов, их химические свойства. Коррюзия металлов и защита от неё», https://fcior.edu.ru Тренировочные задания по теме «Металлы» 1. Напишите цепочку уравнений реакций, происходящих при получении кобальта из сульфидных руд. 2. Напишите уравнение реакции получения циркония из его оксида методом магниетермии. 3. Напишите уравнения двух реакций, характеризующих амфотерные свойства Сг(0Н)з. 4. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений (одна стрелка - одна реакция, «X» — вещество по вашему выбору). а) Fe—^ РеОз—►FeCls—►Х—►РезОз—^А120з б) А12(804)з -+ Na[Al(OH)4] ^ NaCl Na -> NaOH ^ Mg(01I)2 в) Cu(OH)2 —> CnS04 —> ZnS04 —> Zn —> ZnO —> Na2Zn02 5. Закончите уравнения реакций: „ a) Си -t- AgN03 = 6) M11O2 -h Al-^ в) СгОз -h NaOH = r) CrCls -+- NH3 H2O (хром не образует аммиачных комплексов) д) ZnS04 + NaOH (две реакции) е) Ва + Н2О = 6. Оксид меди СиО можно восстановить до меди водородом. Какой объём водорода нужен, чтобы получить 20 г меди? Сколько граммов цинка и серной кислоты нужно для получения этого объёма водорода? 7. Сколько граммов алюминия и ГегОз нужно, чтобы изготовить 10 г железоалюминиевого термита? 8. При электролитическом получении алюминия угольные аноды сгорают в кислороде, выделяющемся при электролизе. В угле 20% инертных примесей, а остальное — углерод. Сколько килограммов угля нужно для получения 1 т алюминия? ГЛАВА VII ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ. НЕМЕТАЛЛЫ О § 32 Углерод и его неорганические соединения Рекомендуется повторить: что такое «атом в возбуждённом состоянии*, как образуется ковалентная связь и что такое валентность (§ 2); что такое степень окисления (§ 3), кислые и средние соли (§ 9), донорно-акцепторная связь (§ 13). Из курса 8 класса вспомните, что такое реакция дегидратации и реакция нейтрализации, аллотропия. — Какова валентность углерода? — Какова формула углекислого газа? — Какова степень окисления углерода в СН^; СО2? — Напишите формулу гидрокарбоната натрия. — Напишите уравнение реакции ЫагСОз -ь НС1. Углерод находится в IV группе Периодической системы. В основном состоянии у атома углерода два неспаренных электрона, в возбуждённом — четыре. Казалось бы, углерод будет проявлять валентности II и IV. Однако ему гораздо выгоднее образовать четыре связи, так как тогда вокруг него оказывается восемь электронов — конфигурация инертного газа. Поэтому углерод почти всегда четырёхвалентен. Углерод обладает уникальным свойством — он образует прочные связи элемент—элемент. Соединения со связями С—С называются органическими. Их изучает отдельный раздел химии — органическая химия. Какая из известных вам кислот относится к органическим? CD В атоме углерода одна Атом углерода валентная орбиталь пуста в возбуждённом состоянии Углерод почти всегда четырёхвалентен Углерод способен образовывать прочные связи С—С. Соединения с такими связями изучает органическая химия Углерод и его неорганические соединения В неорганических соединениях углерод может проявлять любые чётные степени окисления. Степень окисления -4 соответствует метану СН4. Связи С—Н в нём малополярны, неподелённых пар электронов нет, поэтому он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств. Кроме того, для углерода известно два оксида. Степени окисления +2 соответствует несолеобразующий оксид СО (угарный газ). Степень окисления -i-4 у углерода в углекислом газе СО2. Ему соответствует неустойчивая двухосновная кислота Н2СО3. Простое вещество углерод существует в виде нескольких аллотропных модификаций, из которых наиболее известны графит и алмаз (см. цветной блок: рис. Ц-72). Структура графита слоистая. Каждый слой напоминает пчелиные соты, причём расстояния между слоями гораздо больше, чем между атомами внутри слоя. Поэтому прочность связей между слоями относительно невелика. Какой гранью кристалла графита можно рисовать на бумаге? В структуре алмаза (рис. 9 на с. 22) каждый атом углерода связан ковалентными связями с четырьмя другими. Ковалентные связи очень прочные. Алмаз — самое твёрдое из всех природных веществ. Технические алмазы используют для резки и шлифовки твёрдых материалов. Кроме того, алмаз очень сильно преломляет свет, раскладывая его в радугу. Поэтому огранённые алмазы (бриллианты) переливаются на свету всеми цветами радуги, за что высоко ценятся. Их ценность увеличивает малая распространённость в природе. Алмазы образуются при высоких температурах и давлениях. Люди научились получать алмазы искусственно, но пока такие алмазы идут только на технические нужды. Основная масса простого вещества — углерода встречается в природе в виде угля (см. цветной блок: рис. Ц-73, Ц-74). Структура угля содержит фрагменты структуры графита с большим количеством примесей. Уголь добывается в огромных количествах (более 3 млрд т в год). Практическое применение угля связано с его восстановительными свойствами. Таблица VII. 1 Характерные валентности и степени окисления углерода Степень окисления Валентность Соединение с водородом Оксид Гидроксид Характер указанных соединений -4 IV СН4 - - - -г2 III - СО - несоле- образующий +4 IV - СО2 НаСОз^ КИСЛОТНЫЙ 'Кислота неустойчива и легко дегидратируется; её соли устойчивы. Химия элементов. Неметаллы О о Рис. 34. Уголь в основном используют в качестве топлива о Так, уголь жарко горит на воздухе: С + О2 — СО2 "Г Q что определяет его использование в качестве топлива (рис. 34). При нагревании углерод отбирает кислород у многих оксидов металлов и солей: 2ГегОз f ЗС Д 4Fe + ЗСО2 -Ь Q PbS04 -f 4С Д PbS + 4СО Поэтому уголь используют в металлургии при получении металлов из руд. Для этого используется кокс — наиболее чистый уголь, из которого дополнительно удаляют примеси в процессе коксования. Углерод при нагревании — сильный восстановитель, отбирает кислород у кислородсодержащих соединений. ЗАДАНИЕ 32.1. Напишите уравнение реакции углерода с оксидом свинца (II) при нагревании. Уголь способен отбирать кислород у воды, т. е. восстанавливать водяной пар: С + Н2О = СО + Н2 Этот процесс используют в промышленности. Он называется газификацией угля. Смесь угарного газа СО и водорода Н2, образующаяся при этом, называется синтез-газом. Из него выделяют водород или синтезируют разнообразные органические вещества. Кроме того, при газификации угля большинство примесей остаётся в твёрдой фазе, поэтому синтез-газ — более чистое топливо, чем уголь. ИСПОЛЬЗОВАНИЕ УГЛЯ • Печное топливо • Восстановление металлов из руд • Получение синтез-газа Синтез-газ, обогащённый водородом, получают при конверсии метана: о СН4 + Н2О = СО + ЗН2 О Угарный газ СО без примеси водорода образуется при реакции раскалённого угля с углекислым газом: С + СО2 = 2СО - Q При комнатной температуре угарный газ почти не вступает в реакции. При нагревании на воздухе он сгорает голубым пламенем до СО2 (см. цветной блок: рис. Ц-71). Углерод и его неорганические соединения ЗАДАНИК 32.2. Напишите уравнение реакции горения угарного газа. На первый взгляд, углерод в СО должен быть двухвалентным. Однако реально это одно из немногих соединений, в котором атом углерода находится в невозбуждённом состоянии. На пустую орбиталь углерода атом кислорода подаёт свою неподелённую электронную пару, образуя донорно-акцепторную связь (§13) в дополнение к двум ковалентным. Высший оксид углерода — углекислый газ СО2. При нормальных условиях это газ тяжелее воздуха. При охлаждении он сразу конденсируется в твёрдую фазу — «сухой Рис. 35. «Сухой лёд* — твёрдое состояние углекислого газа СО2 ПОЛЕЗНО ЗНАТЬ! ОТРАВЛЕНИЕ УГАРНЫМ ГАЗОМ В домах с печным отоплением при неправильной эксплуатации печи возможно отравление угарным газом. Когда дрова в печи прогорят, трубу перекрывают специальной заслонкой, чтобы тепло не уходило из печи в трубу. Если закрыть заслонку слишком рано, когда в камере сгорания ещё остаются горячие тлеющие угли (они состоят из почти чистого углерода С), углерод может вступить в реакцию с углекислым газом СО2. Образующийся угарный газ СО через поддувало и дверцу топки выходит в помещение. Поэтому категорически нельзя закрывать заслонку в печи, когда в ней находятся горячие угли, особенно если от них идут синеватые языки пламени (см. цветной блок: рис. Ц-80). При вдыхании воздуха, содержащего угарный газ, молекулы СО образуют с гемоглобином эритроцита более прочное соединение, чем с кислородом. Этим блокируется транспорт кислорода к тканям и клеткам. Симптомы отравления угарным газом напоминают ощущения человека, который на 1—2 минуты зажал нос и закрыл рот: тяжесть и ломота в мышцах, головная боль, головокружение. Чтобы снять ломоту в мышцах, человек может делать резкие движения («носиться как угорелый*). Однако это не помогает и через некоторое время человек впадает в истомлённое состояние, которое может закончиться потерей сознания, а в тяжёлых случаях — смертью. Даже если человек пришёл в сознание, его мозг может оказаться повреждённым от недостатка кислорода. Если человек, находящийся в помещении с печным отоплением, чувствует описанные симптомы, нужно сделать следующее. Во-первых, следует открыть печную заслонку и обеспечить проветривание помещения. Во-вторых, нужно вывести пострадавшего на свежий воздух (желательно, тепло одев). Молекулы кислорода со временем «выбьют* молекулы угарного газа из соединений с гемоглобином и нормальное состояние восстановится. Химия элементов. Неметаллы лёд* (рис. 35). Сухой лёд возгоняется, поддерживая температуру — 70°С, поэтому его используют для охлаждения. Как вы будете собирать углекислый газ: в сосуд, стоящий вверх горлышком или перевёрнутый вверх донышком? О о о о о ^ Углекислому газу соответствует угольная кислота Н2СО3. Это слабая и неустойчивая угарный газ кислота: Н2СО3 - Н2О + СО2 Г Поэтому при действии сильных кислот на её соли (в том числе нерастворимые) выделяется углекислый газ. Эту реакцию можно считать качественной реакцией на карбонаты. NaaCOg + 2НС1 = 2NaCl + Н2О + СО2 Т NaHCOs • HCl = NaCl + H2O + CO2 t Угольная кислота образует средние соли — карбонаты, и кислые — гидрокарбонаты. При нагревании гидрокарбонаты переходят в карбонаты. На холоде медленно протекает обратный процесс: 2NaHC0.3 NaaCOs + Н2О -f СО2 Качественная реакция на СО2 — реакция с известковой водой (раствор Са(ОН)а в воде). Сначала выпадает белый осадок карбоната кальция, который в избытке СО2 растворяется: Са(ОН)2 + СО2 = СаСОз белый осалок СаСОз -) Н2О + СОа = Са(НСОз)г растворим Карбоната натрия МааСОз, известного ещё как стиральная сода, производится 38 млн т в год (2002 г.). Его используют при производстве стекла, моющих средств и в неорганических синтезах (рис. 36). Гидрокарбонат натрия NaHCOa (питьевую соду) используют для нейтрализации сточных вод. В быту питьевая сода — разрыхлитель теста. Углекислый газ, выделяющийся при выпечке, образует в тесте поры. Для этих же целей используют гидрокарбонат аммония NH4HCO3. Контрольные вопросы 32.1. Какие свойства алмазов позволяют использовать их в ювелирных изделиях? Углерод и его неорганические соединения Рис. 36. Использование карбоната натрия. 1 — стекольная промышленность (~38%); 2 — цветная металлургия (~24%); 3 — химическая и нефтехимическая промышленность (~17%); 4 — целлюлозно-бумажная промышленность (~11%); 5 — прочие отрасли (~10%). Информация предоставлена Research Techart (группа «Текарт») 32.2. Какие структурные особенности графита позволяют использовать его в качестве грифеля в простых карандашах? 32.3. Назовите области использования метана и угля. 32.4. Какова качественная реакция на СОг? Задание на дом 32.1. При нагревании алмаз горит. Напишите уравнение этой реакции. 32.2. Закончите уравнения реакций а) СиО + С —> б) СОг -Ь Na2COs Ч- НгО = в) СаСОз -I- НС1 = г) СО -ь СиО 32.3. Осуществите цепочку превращений (одна стрелка — одно уравнение реакции, X — вещество по вашему выбору): СН4 —> X > ЫаНСОз —у МагСОз —> СаСОз —^ СОг —^ СО 32.4* Напишите уравнение реакции разложения гидрокарбоната аммония, если известно, что в результате реакции не образуется твёрдых продуктов. О о это ИНТЕРЕСНО! АКТИВИРОВАННЫЙ УГОЛЬ Если нагреть древесину, происходит разложение сложных органических соединений и остаётся уголь с примесью смол. Если полученный продукт обработать перегретым водяным паром, то смолы улетучатся и останется почти чистый углерод с очень развитой поверхностью, который называется активированным углём. С поверхностью этого вещества способны активно связываться самые ра.зные малополярные и неполярные вещества (но не соли). Поэтому активированный уголь используют для поглощения запахов в замкнутых пространствах (например, в холодильнике), а также при очистке воды от красителей и прочих примесей. При некоторых пищевых отравлениях активированный уголь принимают внутрь, чтобы он поглотил ядовитые вещества, поэтому активированный уголь продаётся в аптеках. Химия элементов. Неметаллы О 32.5. В 2002 г. в мире было произведено около 1 млрд т железа и добыто около 3,5 млрд т угля. Оцените, какая доля мировой добычи угля пошла на производство железа. 32.6. Оксид углерода (II) начинает заметно действовать на человека при концентрации 200 мг в I м® воздуха. Какая масса углерода должна превратиться в СО, чтобы в избе (6x6x2 м) была достигнута такая концентрация? 32.7. * Во сколько раз газовая смесь, полученная конверсией метана, лег- че воздуха (средняя молярная масса воздуха 29). Домашний эксперимент 1. Вы можете самостоятельно исследовать адсорбционную способность активированного угля, который продаётся в аптеке. Возьмите стакан с водой, добавьте туда любой краситель (можно использовать чернила, окрашенные соки и напитки и т. п.). Разделите содержимое стакана на две части: одну оставьте для сравнения, а в другую добавьте три-четыре таблетки растолчённого активированного угля. Перемешивайте раствор с углём в течение 3-5 мин и дождитесь, пока уголь отстоится (можно его отфильтровать). Сравните окраску раствора после обработки углём с окраской раствора, оставленного для сравнения. 2. Для наблюдения за разложением гидрокарбоната натрия нужно налить в кастрюлю воду, довести её почти до кипения (но не кипятить) и бросить туда чайную ложку питьевой соды. На поверхность поднимется много мелких пузырьков углекислого газа. 3. Гидрокарбонаты часто содержатся в .минеральных водах. Чтобы их обнаружить, нужно налить в стакан минеральную воду, дождаться, пока из неё перестанет выделяться углекислый газ, и добавить уксус. Если появится газ, значит, в минеральной воде довольно много гидрокарбонатов. 4. Вы можете самостоятельно полу^шть древесный уголь. Этот опыт следует проводить на воздухе — образуется много дыма. Возьмите ненужный железный поддон, кастрюлю или жаровню, насыпьте в неё древесную щепу и поставьте на костёр. Вскоре щепа задымится и начнёт обугливаться—это разлагаются органические соединения древесины. Через некоторое время останутся только чёрные угли, а выделение дыма прекратится. Если удастся собрать дым (например, разлагая древесину под крышкой с отводной трубкой, которую направить в ёмкость с водой), то можно получить дёготь — мощный антисептик. Ресурсы Видеоматериалы • Свойства углерода и его оксидов. https://school-collection.edu.ru. Коллекции —*• Пред.мстные коллекции —> Химия -+ Неорганическая химия. Видеоопыты —>• Подгруппа углерода —ь Углерод, оксиды углерода -т Угольная кислота и её соли. • Свойства углерода и его соединений. https://experiment.edu.ru/catalog.asp —> Углерод. Углерод и его неорганические соединения Видеофильмы —v Углерод. • Углерод. Соединения углерода. https://ido.tsu.ru/schools/chem/lib.php?cat=chem Соединения углерода. Дополнительные материалы • Лисичкин г. В. Можно ли уменьшить концентрацию углекислого газа в атмосфере // Соросовский образовательный журнал, 2001, № 7, с. 40-46. https://window.edu.ru • Бажин Н. М. Метан в атмосфере /7 Соросовский образовательный журнал, 2000, №.3, с. 52-57. https://window.edu.ru • Золотухин И. В. Фуллерит — новая форма углерода // Соросовский образовательный журнал, 1996, X» 2, с. 51-56. https://window.edu.ru • Углерод (популярная библиотека химических элементов). https://n-t.ru/ri/ps/pb006.htm Имитация эксперимента • Модуль «Лабораторная работа „Взаимодействие гидроксида кальция (известковой воды) с оксидом углерода (IV)“*, https://fcior.edu.ru Интерактивные иллюстрации • Трёх.мерная модель АТФ. https://school-collection.edu.ru. Коллекции —> Предметные коллекции —» Химия Трехмерные химические формулы —> Прочие вещества —> АТФ Справочные материалы • Именные алмазы Якутии, https://www.alro3a.ru/diamonds/named/ Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Углерод и его свойства. Аллотропия углерода"», https://f cior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Угольная кислота и её соли"*, https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажер „Превращения углерода и его соединений"», https://f cior.edu.ru • Модуль «Тренажер „Углерод и его соединения"», https://fcior.edu.ru Фотоматериалы • Огранённый алмаз, https://www.alrosa.ru/diamonds/named/lvasiliev Электронные пособия • Модуль «Ка.мепный уголь и торф», https://fcior.edu.ru е Модуль «Оксид углерода (II). Свойства, применение», https://fcior.edu.ru • Модуль «Оксид углерода(IV). Свойства, применение», , https://fcior.edu.ru • Модуль «Углерод в природе. Строение атома углерода. Аллотропия», https://f cior.edu.ru • Модуль «Угольная кислота. Свойства, применение. Соли у1Ч)льной кислоты», https://f cior.edu.ru • Модуль «Химические свойства углерода», https://fcior.edu.ru Практическая работа № 7 УГЛЕКИСЛЫЙ ГАЗ И КАРБОНАТЫ Рекомендуется повторить: и гидрокарбонатов (§ 37). свойства углекислого газа, карбонатов О Задачи 1. Полу^шть углекислый газ и исследовать его свойства. 2. Провести некоторые реакции карбонатов и гидрокарбонатов и написать уравнения реакций. Химия элементов. Неметаллы Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, штатив с лапкой, трубка газоотводная с гибким шлангом, колба коническая, трубка или пипетка стеклянная (длиной не менее 30 см), спиртовка или сухое горючее с подложкой и крышкой. Реактивы и расходные материалы. Карбонат кальция СаСОз в виде мраморной крошки, гидрокарбонат натрия NaHCOs, соляная кислота НС1; раствор лакмуса, раствор гидроксида кальция Са(ОН)г, раствор перманганата калия КМпО^, раствор нитрата серебра AgNOa, 10%-я азотная кислота HNO3, раствор карбоната натрия NaaCOa; лучина, вата. А А опыт 32.1, Получение оксида углерода (II) и изучение его свойств, в первую пробирку наливают несколько капель раствора КМПО4 и доливают воду на 2-3 см по высоте. Должен получиться прозрачный, но явно окрашенный раствор. Если раствор будет окрашен слишком интенсивно, выливают его почти целиком, а к тому, что останется на стенках, снова доливают воду. Во вторую пробирку наливают раствор лакмуса, в третью — раствор Са(ОН)г. Пробирки ставят в штатив. В раствор Са(ОН)2 сразу погружают кончик газоотводной трубки. В четвёртую пробирку насыпают мраморную крошку приблизительно на 1 см по высоте. Эту пробирку закрепляют в штативе наклонно (рис. 49 на с. 178). Приливают в неё НС1 и немедленно затыкают пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Когда в пробирке с раствором Са(ОН)2 выпадет, а затем растворится осадок, переносят трубку в раствор лакмуса и пропускают в него выделяющийся газ в течение примерно полу-минуты. После этого переносят трубку с выделяющимся газом в раствор КМ11О4 ещё на полминуты. Что наблюдается? Если углекислый газ ещё выделяется, направьте его в коническую колбу. Если реакция закончилась, снова загрузите пробирку мрамором с соляной кислотой. Подождите 2-3 минуты и внесите в колбу тлеющую лучину. Что наблюдается? Поддерживает ли углекислый газ горение? Д Сравните свойства углекислого газа со свойствами оксида серы (IV). ОПЫТ 32.2. Определение оксида углерода (IV) в выдыхаемом во.здухе. В пробирку наливают раствор Са(ОН)г на 3-4 см по высоте. Погружают в него кончик трубки или стеклянной пипетки и аккуратно, чтобы не разбрызгать, выдыхают через неё воздух в раствор. Что наблюдается? О присутствии какого газа в выдыхаемом воздухе говорит этот опыт? Д Кремний ОПЫТ 32.3. Получение оксида углерода (IV) из гидрокарбоната натрия и изучение его свойств. В сухую пробирку насыпают на 1 см по высоте гидрокарбонат натрия КаНСОз. Пробирку закрепляют в штативе наклонно. Горлышко пробирки затыкают ватой и вставляют в него пробку с газоотводной трубкой. Кончик газоотводной трубки погружают в раствор Са(ОН)2. Начинают нагревать гидрокарбонат. Что происходит в пробирке с известковой водой? Когда признаки реакции станут очевидными, поднимают пробирку с гидрокарбонатом и извлекают газоотводную трубку из раствора Са(ОН)г. Д Примечание. Можно проделать этот опыт также с основным карбонатом меди (СиОН)гСОз. ОПЫТ 32.4. Изучение свойств карбоната натрия. К раствору карбоната натрия добавляют несколько капель раствора нитрата серебра. Что наблюдается? К продуктам реакции добавляют раствор азотной кислоты. Что наблюдается на этот раз? Напишите уравнения реакций. Как отличить карбонат серебра от хлорида серебра? Д А § К 33 : М Н и Рекомендуется повторить: что такое «атом в возбуждённом состоянии* (§2): каковы свойства углерода (§32). — Напишите формулу оксида кремния. — Напишите электронную формулу углерода в возбуждённом состоянии. Кремний, как и углерод, находится в главной подгруппе IV группы таблицы Менделеева. Как и углерод, атом кремния всегда образует химические связи, находясь в возбуждённом состоянии. Поэтому кремний, как и углерод, всегда четырёхвалентен. О SiD Si- Атом кремния со свободной валентной орбиталью Атом кремния в возбуждённом электронном состоянии Как и для углерода, валентности IV кремния могут соответствовать все степени окисления от -4 (SiH4) до Ч-4 (Si02). Как и углерод, кремний способен образовывать связи Si—Si. Однако, в отличие от углерода, эти связи весьма непрочные, таких соединений мало и в природе они не встречаются. Химия элементов. Неметаллы Кремнийсодержащие минералы (силикаты) составляют основу земной коры, которая содержит 28% кремния по массе. По распространённости кремний занимает второе место после кислорода. А оксид кремния 8Юг (кварц) можно считать самым распространённым соединением на Земле после воды (см. цветной блок: рис. Ц-77). Чистый кремний — основа современных полупроводниковых технологий. Принципы работы полупроводников изучаются в курсе физики. Для химика важно, что полупроводниковые свойства проявляет монокристаллический кремний с чётко дозированным содержанием примесей. Чистый кремний получают в реакции так называемого восстановительного хлорирования оксида кремния: SiOa + 2С + ^ S^Cl^ + 2СО Г Образующийся SiCU многократно перегоняют, после чего восстанавливают водородом: SiCU + 2Hz = Si ^ 4НС1 - Q Требуется ли нагревание для восстановления хлорида кремния водородом? Простейшее соединение кремния с водородом — силан SiH4. Помимо силана, существует ещё ряд соединений со связью Si—Si, например дисилан Si2Ho. Все эти соединения неустойчивы и легко воспламеняются на воздухе. Силану соответствуют соединения с металлами — силициды. Силицид магния, например, можно получить, нагревая избыток магния с оксидом кремния, у которого активный магний отбирает кислород (см. цветной блок: рис. Ц-77): 4Mg + SiOa = Mg2Si + 2MgO -t- Q Из полученного продукта можно выделить силан при реакции с кислотой: Mg2Si ч- 4НС1 = SiH4 Г 4-MgCl2 Если проводить эту реакцию на воздухе, силан немедленно воспламенится (см. цветной блок: рис. Ц-75): SiH4 -f 20г = Si02 ) 2Н2О ОКСИД КРЕМНИЯ (КРЕМНЕЗЁМ) Si02 Атомная кристаллическая решётка Бесцветные кристаллы (кварц), часто окрашенные в жёлтый цвет примесями железа С » 1600 °С Твёрдость по шкале Мооса 7 (из 10) Кремний ОН I '^Ч он Ортокремниевая кислота НО' в подавляющем большинстве случаев на практике имеют дело с соединениями кремния в степени окисления +4 — оксидом кремния (см. цветной блок: рис. Ц-76) и многочисленными силикатами. Оксид кремния SiOa — соединение с атомной кристаллической решёткой. Каждый атом кремния в ней связан с четырьмя атомами кислорода, каждый из которых, в свою очередь, связан ещё с одним атомом кремния. Образуется каркас, который трудно разрушить. Поэтому ЗЮг — весьма твёрдое и тугоплавкое вещество. Оксиду кремния соответствует несколько кремниевых кислот разной степени гидрати-рованности, что отражает их общая формула ЗЮг-лгНгО (где д: = 0-г2). Наиболее гидратированная кислота — ортокремниевая H4Si04. Все кремниевые кислоты легко переходят друг в друга. Чаще всего в химических уравнениях участвует метакремниевая кислота (или просто кремниевая) Н2ЗЮ3, которая построена из многих звеньев Н2ЗЮ3, соединённых в цепочку (рис. .37). Все кремниевые кислоты — слабые, нерастворимы в воде и достаточно легко дегидратируются. (Золи кремниевой кислоты — силикаты — можно получить при сплавлении щёлочи с оксидом кремния: 3i02 + 2NaOH NagSiOs -f HgO ОН I -hSi-O-h I LOH Метакремниевая кислота Рис. 37. Кремниевые кислоты о это ИНТЕРЕСНО! ОПАЛ, КРЕМЕНЬ, КВАРЦ Оксид кремния образует множество красивейших минералов. Такое разнообразие возникает в результате реакций гидратации — дегидратации кремниевые кислоты оксид кремния вода Попадая в подходящие условия, природные силикаты могут превращаться в неустойчивую в растворе кремниевую кислоту, которая выпадает в осадок, медленно дегидратируется и кристаллизуется. Оксид кремния, в кристаллической решётке которого довольно много остаточных молекул воды, представляет собой опал. Потерявший воду, но некристаллический (т. е. аморфный, не закристаллизовавшийся) оксид кремния— кремень. И наконец, закристаллизовавшийся оксид кремния — ото кварц. Примеси окрашивают эти минералы в самые разные цвета. Иногда из-за изменения состава и содержания примесей в воде в процессе образования минерала в нём возникают слои разной окраски. Химия элементов. Неметаллы О о Поскольку оксид кремния нелетуч, при сильном нагревании он вытесняет более летучие оксиды из солей, например ЗЮг г Na2C03 —^ Na2Si03 + СО2Т Раствор метасиликата натрия — вязкая жидкость, которую используют как силикатный клей. Этим клеем хорошо приклеивать бумагу к стеклу. При действии на силикат натрия кислотой образуется «студень»—смесь кремниевых кислот, которую для простоты записывают как НзЗЮз: Na2Si03 + 2НС1 = НзЗЮз i -t-2NaCl При аккуратном нагревании «студня* кремниевой кислоты получается силикагель — оксид кремния с очень развитой поверхностью. На поверхности легко связываются (адсорбируются) пары воды и многие другие вепцества, в том числе и дурно пахнущие. Поэтому силикагель используют как адсорбент для осушения воздуха в замкнутых объёмах и для поглощения неприятных запахов (в частности, как наполнитель для кошачьих туалетов). Контрольные вопросы 33.1. Можно ли получить концентрированный раствор ортокремниевой кислоты? 33.2. Напишите цепочку уравнений реакций дегидратации ортокремниевой кислоты. 33.3Г Как восстановить способность силикагеля поглощать воду, если он уже поглотил максимум возможного? Задание на дом 33.1. Сравните свойства углерода и кремния: характерные валентности, характерные степени окисления, физические свойства простых веществ, физические свойства и реакционную способность гидридов, физические свойства и характер оксидов, структура и химические свойства гидроксидов. Ответ оформите в виде таблицы. ЭТО ИНТЕРЕСНО! НЕОРГАНИЧЕСКИЙ «САД» Если в разбавленный раствор силиката натрия (можно разбавить водой силикатный конторский клей) бросить несколько кристаллов окрашенных солей переходных металлов (см. цветной блок: рис. Ц-78), через некоторое время можно в растворе наблюдать рост длинных цветных нитей. Это образуются гидроксиды металлов и кремниевая кислота: Ме^* -f- SiOg" + Н2О = Ме(ОН)2 i -f НгЗЮз i В результате образуются капилляры, по которым водные растворы непрореагировавших солей поднимаются вверх. Кремний 33.2. Напишите уравнение реакции, протекающей при сплавлении песка а) с карбонатом калия, б) с сульфитом натрия. 33.3. Напишите уравнение реакции получения ортосиликата кальция. 33.4. Осуществите цепочку превращений (одна стрелка — одна реакция, X — вещество по вашему выбору): Na2Si03 —> X —► Si02 —> SiCl4 —> Si О Домашний эксперимент И.зученне свойств силикатного клея и силикагеля 1. Приобретите в магазине канцелярских товаров силикатный клей. Отлейте немного в пластиковый стаканчик, разбавьте водой и добавьте уксусной кислоты. Сравните форму и консистенцию образующегося осадка в зависимости от концентрации клея. Пакетики с силикагелем часто бывают вложены в коробки с самыми разными изделиями — от обуви до бытовой техники. Если вы нашли в какой-нибудь коробке бумажный пакетик с полупрозрачными гранулами, можете проделать с его содержимым несколько опытов. Такие же опыты можно проделать с наполнителем для кошачьих туалетов, содержащих силикагель. 2. Налейте в пластиковый стаканчик воду и добавьте туда несколько капель чернил или любой окрашенной жидкости (окраска полученного раствора должна быть чётко различимой). Насыпьте в раствор несколько гранул силикагеля и перемешивайте 2-3 минуты. Очень вероятно, что ваш раствор обесцветится, поскольку краситель адсорбируется на силикагеле. В этом случае можете добавить туда ещё окрашенной жидкости и перемешать. Добавляйте так до тех пор, пока жидкость не перестанет обесцвечиваться. 3. Возьмите две одинаковые банки с завинчивающимися крышками. В каждую капните по одной капле любой пахучей жидкости (например, одеколона). В одну из банок бросьте несколько гранул силикагеля. Завинтите крышки обеих банок. На следующий день понюхайте содержимое банок. Скорее всего, в банке с силикагелем запах окажется слабее, поскольку силикагель адсорбирует душистые вещества. 4. Аналогичные эксперименты можно проделать с кремниевой кислотой, полученной в первом опыте, а также с глинами. Ресурсы Видеоматериалы • Свойства различных соединений кремния. https://school-collectioii.edu.ru. Коллекции -♦ Пред.метыые коллекции Химия -> Неорганическая химия. Видеоопыты —> Подгруппа углерода -4 Кремний, кремниевая кислота. • Получение силицида магния и силана. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 27-04-2008 09:58. https://WWW.chem.msu.su/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v015.html • Кремний. Соединения кремния. https://ido.tsu.ru/schools/chem/lib.php?cat"chem. Видеофильмы —> Крем- ний. Соединения крс.мния. Химия элементов. Неметаллы Дополнительные материалы • Кремний (популярная библиотека химических элементов), https://n-t.ru/ri/ps/pb014.htm • Попов В. С. Как образуются граниты // Соросовский обра.товательный журнал, 1997, №6, с. 64-69. https://window.edu.ru • Шульц М. М. Силикаты в природе и практике человека // Соросовский обра-.зовательный журнал, 1997, Х»8. с. 45 51. https://window.edu.ru • Кубасов А. А. Цеолиты — кипящие камни // Соросовский образовательный журнал, 1998, X* 7, с. 70-76. https://window.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Превращение кремния и его соединений"», https://fcior.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты но теме „Оксид кремния (IV). Кремниевые кислоты и силикаты"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Оксид кре.мния (IV), свойства, нахождение в природе», https://f cior.edu.ru • Модуль «Получение и применение кремния», https://fcior.edu.ru • Модуль «Химические свойства кремния», https://fcior.edu.ru ■ ликатные материалы для САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ Человеческую цивилизацию с полным основанием можно назвать силикатной цивилизацией, так как силикаты, т. е. соединения кремния, — материалы, которые она использует в очень больших масштабах. Фарфоровые чашки и панели многоэтажных зданий, сантехника и кирпичи, изоляция для высоковольтных проводов и оконное стекло — всё это силикаты. ЭТО ИНТЕРЕСНО! ЧТО ОБЩЕГО У КОМПЬЮТЕРА С НЕКОТОРЫМИ ПОП-ДИВАМИ, ИЛИ РАССКАЗ ОБ ОШИБКАХ ПЕРЕВОДЧИКОВ По-английски кремний — silicon, а оксид кремния — silica. По-русски же силикон (см. цветной блок: рис. Ц-78) — кремнийорганический полимер, который, помимо всего прочего, используют для внутреннего протезирования некоторых частей тела человека (именно этим полимером злоупотребляют некоторые актрисы и поп-дивы). По-английски этот полимер называется silicone. Silicon и silicone — различие всего на од-ну-единственную буковку, а из-за неграмотных переводчиков получилась несуразица: регион, где сконцентрирована разработка компьютеров, был назван «Силиконовой долиной» вместо «Кремниевой долины» («Silicon V'alley»), хотя процессоры компьютеров делают из кремния (silicon), а вовсе не из силикона (silicone)l А вот в абразивы добавляют не кремний (silicon), а оксид кремния (silica)] Силикатные материалы Силикаты — основа современных строительных материалов. Основа всех силикатных строительных материалов — цемент. Его можно рассматривать как смесь оксидов кальция, кремния и алюминия, хотя на самом деле в его состав входят силикаты и алюмосиликаты кальция. Смесь порошка цемента с водой представляет собой вязкую массу, которой можно придать разную форму. Однако через несколько часов эта смесь начинает затвердевать и в конце концов застынет в твёрдый камень. Процесс затвердевания (схватывания) цемента — процесс — необратим, т. е. схватившийся цемент можно сколько угодно поливать водой — он не размякнет. Цемент — сложная смесь силикатов и алюмосиликатов кальция, необратимо затвердевающая под действием воды. Химический процесс схватывания цемента очень сложен. Не вдаваясь в его тонкости, можно сказать, что при этом происходят реакции оснований и основных оксидов с кислотными оксидами: СаО + Н2О = Са(ОН)2 СаО + Si02 = СаЗЮз (тв) Са(ОН)г -f СО2 (из воздуха) = СаСО.з (тв) Наряду с этими химическими реакциями происходит включение воды в кристаллическую структуру образующегося материала в виде кристаллогидратов. Смесь цемента с водой можно использовать не позже, чем через 2-6 ч после приготовления, после чего она начинает затвердевать. Однако для окончательного «созревания застывшего цемента при 20°С требуется не менее 28 суток. Это связано, во-первых, с медленным проникновением СО2 в толщу цемента, а во-вторых, с медленным укрупнением кристаллов силикатов. При реакции вода испаряется быстрее, чем цемент успевает схватиться. Поэтому незастывший цемент дополнительно поливают водой. Вспомните тему ♦ скорость реакции» и скажите, как зависит скорость затвердевания цемента от температуры. Существует ли некая критическая температура, ниже которой запрещено оставлять застывающий цемент? Цемент, как правило, не используют в чистом виде. Во-первых, чистый цемент дорог, а во-вторых, он при затвердевании даёт усадку и трескается. Обычно цемент смешивают с наполнителями — твёрдыми инертными частицами вроде песка, щебня и т. п. Объёмная доля цемента в таких смесях должна быть Химия элементов. Неметаллы около 30%. Если она будет меньше, цемент не сможет заполнить все пустоты между наполнителем и прочность строительной конструкции уменьшится. Свежеприготовленной смесью цемента с наполнителями и водой скрепляют элементы строительных конструкций. Из неё же изготавливают сами строительные элементы. Застывший цемент с наполнителями называется бетоном (рис. 34). Для упрочнения строительных конструкций при изготовлении в них закладывают железную арматуру, получая тем самым железобетон. шШ Рис. 38. Бетон. Видны части- цы наполнителя Рис. 39. Нагревание стеклянной трубки жённого четырьмя Бетон — застывшая смесь цемента с инертными наполнителями: песком, щебнем и т. д. Совсем другой тип силикатного материала — стекло. Его тоже можно рассматривать как соединение оксида кремния, оксида кальция и оксида натрия, однако оксид кремния в нём преобладает. Стекло — аморфное вещество, т. е. вещество, не имеющее кристаллической структуры. Тетраэдрические звенья, построенные из атома кремния, окру-атомами кислорода, в стекле связаны друг с другом относительно беспорядочно. В каркас из этих тетраэдров также беспорядочно встроены ионы кальция и натрия. Из-за аморфной структуры стекло обладает рядом уникальных свойств. Во-первых, стекло очень плохо проводит тепло. Поэтому стеклянную трубку, которая нагревается на огне, можно держать руками (рис. 39). Во-вторых, стекло очень сильно расширяется при нагревании. Поэтому стекло нельзя резко нагревать и охлаждать, иначе оно может треснуть (рис. 40). И наконец, самое главное. У стекла нет чёткой температуры плавления. В отличие от криста.11лических веществ, которые плавятся при строго определённой температуре, стекло при нагревании сначала размягчается (химическое стекло начинает размягчаться при 600 °С), потом (около 800 ®С) становится вязкотекучим и лишь при более высокой температуре становится жидким. Поэтому стекло очень удобно обрабатывать. ОСОБЫЕ СВОЙСТВА СТЕКЛА: • плохо проводит тепло; • сильно расширяется при нагревании; • не имеет чёткой температуры плавления. Силикатные материалы Рис. 40. Стеклянная трубка после того, как её в раскалённом состоянии поместили в воду Третий тип силикатных материалов — керамика. Она вам знакома по фарфоровой и фаянсовой посуде, а также по строительным кирпичам. Керамические материалы состоят также из оксидов кремния, алюминия, железа и щелочных металлов, что и стекло с бетоном. Однако изготавливают керамические изделия иначе. Бетон застывает при комнатной температуре. Стеклянные изделия выдувают или отливают из расплава стекломассы. Керамические же изделия сначала лепят из влажной глины, а потом нагревают («обжигают»). Глина состоит из слоистых минералов, причём на поверхности слоёв находятся гидроксильные группы -ОН. При обжиге минералы теряют воду и слои связываются ковалентными связями, образуя каркас. В результате слоистая структура превращается в каркасную, которая уже не размягчается водой. Однако при испарении воды остаются поры. Важно не пережечь керамику, иначе она оплавится и вместо пористой массы образуется стеклообразная. В зависимости от состава глины керамика по-разному сохраняет форму при обжиге и в ней образуются поры разного размера. От состава глин также зависит и цвет керамики — чем больше в глине железа, тем более красный цвет у готового керамического изделия. Из некоторых видов глин можно делать только грубые изделия (кирпичи или горшки), из других — тончайшие фарфоровые чашки. Керамические изделия люди научились изготавливать в глубокой древности. При археологических раскопках в основном находят именно остатки керамических изделий. По особенностям керамики археологи как раз и определяют, к какой исторической эпохе (какой культуре, как говорят археологи) относится древнее поселение. I Задание на дом 34.1. В жару застывающий цемент поливают водой или закрывают водонепроницаемой плёнкой. Зачем? 34.2. Можно ли стеклянную бутылку нагревать на открытом огне? 34.3. Существует два сорта кирпича: рядовой (его используют для внутренней части кладки) и облицовочный (его кладут в наружный ряд). У какого из них поверхность должна быть более пористой? 34.4. Почему кирпичи из пережжённой керамики плохие? 34.5. Почему недообожжённые кирпичи плохие? Химия элементов. Неметаллы О 34.6. При охлаждении обожжённых кирпичей нельзя допускать резкого понижения температуры. Почему? 34.7. Можно ли изготовить белый фарфор из железосодержащей глины? 34.8. Состав оконного стекла описывается приближённой формулой КагО СаО • бЗЮг. Сколько килограммов соды НагСОз, известняка СаСОз и кварцевого песка ЗЮг требуется, чтобы получить 1 т стекла? 34.9. Найдите в сети Интернет сведения о том, какие материалы, в каком количестве и по какой технологии производит силикатная промышленность в мире. Домашний эксперимент Свойства цемента Если есть цемент или сухая смесь, приготовьте цементное «тесто» — смесь с водой и слепите кубик с ребром примерно 5 см. Раз в полчаса надавливайте на стенку кубика торцом спички. Сколько времени потребуется цементу, чтобы затвердеть и не продавливаться под действием сиички? Сколько времени изменяется цвет цемента? Появляются ли через какое-то время трещины? Ресурсы Дополнительные материалы • Шульц М. М. Стекло: структура, свойства, применение // Соросовский образовательный журнал, 1996, №3, с. 49-.б5. https://window.edu.ru • Хоник В. А. Стекла: структура и структурные превращения // Соросовский образовательный журнал, 2001, №3, с. 95-102. https://window.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты по те.ме „Кремний и его соединения"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Роль химии в жизни человека. Хи.мия в строительстве», http;//fcior.edu.ru • Модуль «Силикатная промышленность. Сырье для силикатной промышленности», https://fcior.edu.ru § Азот его соединения Рекомендуется повторить: что такое степень окисления (§ 12), окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительная реакция, реакция диспропорционирования (§§ 12, 16, 18). Из курса 8 класса вспомните, что означает соответствие оксида и гидроксида, что такое выход реакции. — Напишите электронную формулу азота. — Напишите формулу гидроксида, соответствующего N2O3. — Напишите формулу натриевой соли азотистой кислоты HNO2. Азот и его соединения Таблица VII.2 Характерные валентности и степени окисления азота Степень окисления Валентность Соединение с водородом Оксид Гидроксид Характер указанных соединений -3 III NHa - - основание 4-2 II - N0 - несоле- образующий 4-3 III - КгОз^ HNOa' кислотный +4 IV - N02 - несоле- образующий + 5 V - NgOs' HNO3 КИСЛОТНЫЙ ’Соединение неустойчиво: легко диспропорционирует. Соответствующие соли устойчивы. Азот находится в главной подгруппе V группы таблицы Менделеева. Это значит, что у него пять валентных электронов, из них три неспаренных. Следовательно, низшая валентность азота равна трём, а высшая — пяти. Валентности III соответствуют две степени окисления: —3 и +3. Характерное соединение азота в степени окисления —3 — аммиак NH3. Это основание, свойства которого рассмотрены в § 13. Степень окисления -ЬЗ представлена неустойчивой азотистой кислотой HNO2 и её солями — нитритами. Валентности V соответствует степень окисления 4-5. В этой степени окисления находится азот в азотной кислоте HNO3 и её солях — нитратах. Кроме того, у азота есть два весьма необычных оксида — N0 и NO2. В N0 азот двухвалентен, степень окисления 4-2, в NO2 — четырёхвалентен, степень окисления 4-4. В обеих молекулах содержится неспаренный электрон, что встречается очень редко. Частицы, имеющие неспаренный электрон, называются радикалами. Оба этих оксида несолеобразующие — им не соответствуют никакие кислоты. Радикал — частица, содержащая неспаренный электрон (этот электрон изображают точкой рядом с соответствующим атомом). :n=0 N = N 0=N=0 NO и NO2— несолеобразующие оксиды Простое вещество азот существует в форме двухатомной молекулы N2, в которой атомы связаны между собой тройной связью. Это одна из самых прочных связей. Поэтому N2 не склонен ни с чем реагировать. Химия элементов. Неметаллы О Так, его реакция с кислородом протекает (и то с небольшим выходом) только при температуре выше 2000 ®С. Эти условия ре-а.пизуются в цилиндрах двигателей внутреннего сгорания, в электрической дуге или грозовом разряде; N2 + О2------> 2NO — Q О о о в промышленности азот связывают в реакции с водородом. Она протекает при нагревании в присутствии катализатора и требует давления не менее 400 атмосфер; N2 -f ЗН2 кат, >400 атм 2NHg Рис. 41. Клубеньки на корнях бобовых растений. В них обитают бактерии, способные связывать атмосферный а.зот Эту реакцию (именуемую процессом Габера—Боша) впервые провели только в 1910 г. До того времени люди не умели делать сталь достаточной прочности, чтобы выдержать такое высокое давление. Синтез аммиака вызвал бурный рост производства красителей и взрывчатых веществ. Для их производства требуются соединения азота, а после 1910 г. для получения этих соединений стали использовать азот из воздуха — неограниченный и дешёвый источник сырья. Интересно, что примитивные микроорганизмы — сине-зеленые водоросли и некоторые бактерии (рис. 41) — способны связывать атмосферный азот при комнатной температуре. Однако воспроизвести этот процесс «в пробирке» до сих пор не удалось. Аммиак — газ, хорошо растворимый в воде. При нагревании он проявляет восстановительные свойства. Он способен гореть в кислороде (но не на воздухе); 4NH3 -f ЗО2 = 2N2 -г 6Н2О -f- Q и восстанавливать оксиды малоактивных металлов, например меди; 2NH.4 + ЗСиО ЗСи + ЗН2О Из этих уравнений реакций видно, что аммиак, как, впрочем, и любые другие соединения азота (-3), окисляется до азота N2. Однако если создать особые условия для реакции NH3 с О2, то происходит окисление до N0; .ХТТТ Pt (кат.), 900°С ■ХТ/'Ч /-.ТТ /-V 4NH3 -f- 0О2-----------^ 4NO -\- 6Н2О Азот и его соединения Здесь катализатор не просто способствует ускорению реакции, но и направляет её по новому, весьма необычному пути. N0 — бесцветный газ, малорастворимый в воде. Он не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями, а также не поддерживает горение. Зато он легко окисляется, в том числе кислородом воздуха: 2N0 f О2 = 2NO2 Почему NO2 содержится в выхлопных газах автомобилей, особенно с бензиновым двигателем? В результате окисления образуется бурый газ — NO2 (см. цветной блок: рис. Ц-57). Этот газ тоже не поддерживает горение (см. цветной блок: рис. Ц-56), однако медленно реагирует с водой, диспропорционируя и образуя в результате сразу две кислоты — азотистую и азотную: 2N02 Н2О = HNO2 + HNO3 +Q азотистая Какое действие оказывает NO2 на дыхательные пути человека (слизистые оболочки и капилляры в лёгких)? В щёлочи NO2 сразу образует смесь солей этих двух кислот: 2N02 I 2NaOH = NaN02 -t- NaNOa Соли азотистой кислоты — нитриты — вполне устойчивы. Однако сама кислота очень легко диспропорционирует, образуя смесь оксида азота (II) и (IV): 2HN02 = N0 Т -(-N02 Т +Н2О Диспропорционируют также нитриты, если подействовать на них кислотой: 2NaN02 -f H2SO4 = NO t +NO2 Т +H2O ^ 2Na2S04 Если в кислой среде присутствует восстановитель, то нитриты полностью восстанавливаются до N0 (см. цветной блок: рис. Ц-19), а если окислитель — окисляются до NO2. В нейтральной и щелочной средах, в которых NO2 диспропорционирует, нитриты окисляются сразу до нитратов (см. цветной блок: рис. Ц-21). Нитриты проявляют ярко выраженную окислительно-восстановительную двойственность. Почему, чтобы собрать N0, сосуд, в котором он выделяется, следует изолировать от воздуха? О е о о Химия элементов. Неметаллы В промышленности реакцию NO2 с водой используют для синтеза азотной кислоты. Образующаяся при этом азотистая кислота диспропорционирует, а выделяющийся NO2 снова реагирует с водой. Поэтому суммарно реакцию синтеза азотной кислоты из NO2 можно записать как 3N02 + Н2О = 2HNO3 + N0 t По этой реакции удаётся получить азотную кислоту с концентрацией 65-70%. ЦЕПОЧКА ПРОМЫШЛЕННОГО СИНТЕЗА HNO3 +Н2,Лр,кат. Г N2 . +02',Pt,900°C +Ог -)• NH3 ------------------!■ N0 -------^ NO2 ^-^^HNOs-bNO О Контрольные вопросы 35.1. Напишите цепочку уравнений реакций, в результате которых NO2 поступает в атмосферу из двигателей внутреннего сгорания. Задание на дом 35.1. Напишите уравнения реакций. а) KNO2 H2SO4 б) NHaCraa) -Ь СиО в) NO2 -г КОН 35.2. Пользуясь схемой на рис. 42, напишите цепочку уравнений реакций, а) Превращение N0 в NaNOa. б) Превращение NaN02 в NaNOa. 35.3. Выход реакции синтеза аммиака составляет 25%. Сколько литров водорода нужно для получения 100 т аммиака? -3 +2 +4 + 5 Рис. 42. Типичные соединения азота и переходы между ними. Me' — щелочной металл. Me — переходный металл, кат — катализатор, р — давление. В угловых скобках (О) — неустойчивое соединение Азот и его соединения 35.4. Напишите цепочку реакций, по которой из азота можно получить нитрат калия. Ресурсы Дополнительные материалы • Зеленин К. И. Оксид азота (И): новые возможности давно известной молекулы // Соросовский образовательный журнал, 1997, .V» 10, с. 105-110. https://window.edu.ru • Темкин О. Н. Химия молекулярного азота // Соросовский образовательный журнал, 1997, №10, с. 98-104. https://window.edu.ru • Азот (популярная библиотека химических элементов). https://n-t.ru/ri/p3/pb007.htm Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Азот—простое вещество"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Общая характеристика подгруппы азота», https://fcior.edu.ru • Модуль «Получение и применение аммиака. Соли аммония», https://fcior.edu.ru • Модуль «Физические и химические свойства азота», https://fcior.edu.ru ЭТО ИНТЕРЕСНО! ФОТОХИМИЧЕСКИЙ СМОГ В солнечную безветренную погоду над крупными городами зависает смог — ядовитая дымка, образующаяся в результате загрязнения воздуха, в первую очередь выхлопными газами автотранспорта (рис. 43). Автотранспорт выбрасывает в воздух целый «букет* загрязняющих веществ: продукты неполного сгорания горючего, оксиды азота N0 и N02, оксид серы (IV) SO2 и другие. Все эти вещества ядовиты, а их реакции друг с другом, особенно в солнечную погоду, приводят к ещё более ядовитым продуктам. Так, ацетальдегид— один из продуктов неполного сгорания бензина — под действием солнечного света образует ацильный радикал (точки в формулах обозначают неспарепный электрон в радикале): Н Н Н I / Ли I н-с-с, н-с-о; -ь .н 14 14 но но Этот радикал способен присоединять молекулу кислорода и молекулу NO2, образуя пероксоацетилнитрит — вещество, обусловливающее слезоточивое действие городского смога. О /f' Рис. 43. Смог над Москвой Н н-(!:-о: н % о Н 0-0-N ^ 1/4 0=0-l-.N —*Н-С-С.^ о 4 I 4 о но 6 Хнмня' учеЛиик 9 кл. Ч. I Химия элементов. Неметаллы § 36 Азотная кислота и нитраты Рекомендуется повторить; что такое степень окисления (§12), окислитель, восстановитель, окислительно-восстановительная реакция (§§ 12, 16, 18). Из курса 8 класса вспомните, что такое реакция разложения и каковы общие свойства кислот. — Напишите формулу натриевой соли азотной кислоты HNO3. — Напишите уравнение реакции HNO3 с NaOH. ЗОТ‘-'АЯ КИСЛО! А 1“нп=83*С Сильная одноосновная кислота 111NW3 В продажу поступает Бесцветная (иногда рыжевато- 65-70%-я HNO3 коричневая из-за примеси При попадании на кожу NO2) жидкость оставляет жёлтые пятна Азотная кислота — сильная кислота. Она реагирует с основаниями, основными оксидами и способна вытеснять более слабые кислоты из их солей. С металлами азотная кислота реагирует весьма необычно. Она почти никогда не выделяет водород, а выступает как сильный окислитель (по азоту). При этом она способна окислить даже неактивные металлы: медь, ртуть, серебро, но не золото. ЭТО ИНТЕРЕСНО! ЦАРСКАЯ ВОДКА Царская водка — это смесь концентрированной соляной и азотной кислот в соотношении 3 : 1 по объёму. Она способна растворять даже самые неактивные металлы, в том числе «царя металлов»—золото. Реакция с металлом происходит в несколько стадий. Сначала азотная кислота медленно окисляет хлороводород с образованием промежуточных продуктов NOC1 и CI2: ^ ^ ^ ^ Нитрозилхлорид NOC1 и придаёт царской водке коричневую окраску. Кроме того, в этой реакции первоначально образуется атомарный хлор С1. Именно эти активные частицы атомарного хлора и окисляют металлы. Избыток хлорид-ионов дополнительно стабилизирует продукт окисления благородного металла, образуя с ним хлоридный комплекс (см. § 14): Аи + 4НС1 г HNO3 = H[AuCl.,] -f NO Г 4-2Н2О 3Pt + 18НС1 ^ 4HNOa = ЗН2[Р1С1б] 4NO Ч 8Н2О Интересно, что, хотя серебро более активно, чем золото, оно не реагирует с царской водкой из-за образования на поверхности нерастворимого AgCl. Азотная кислота и нитраты Образуется смесь продуктов восстановления, в которых азот находится в разных степенях окисления. Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем глубже протекает восстановление. Например, медь с 65%-й HNO3 образует почти чистый NO2 (N*'‘): Си + 4HN0.3 = Cu(N03)2 -4- 2NO2 t +2НгО а с 30%-й — почти чистый N0 (N~^) (см. цветной блок: рис. Ц-58): ЗСи X 8HNO3 = ЗСи(Шз)2 + 2N0 t +4Н2О О о Азотная кислота — окислитель (N"^). Азотная кислота способна окислить и другие соединения, образуя те же продукты восстановления, что и при взаимодействии с металлами. При кратком воздействии на кожу, ногти и волосы концентрированная HNO3 оставляет на них жёлтые пятна, при длительном — вызывает их разрушение. Какие продукты образуются при кипячении серы в концентрированной азотной кислоте? Мировое производство азотной кислоты в 2002 г. составило 21 млн т. Её используют для получения минеральных удобрений, взрывчатых веществ, анилина (исходное вещество для синтеза органических красителей), в различных органических синтезах. Соли азотной кислоты — нитраты — содержат азот в степени окисления +5, а значит, могут быть только окислителями. Однако в растворе они практически не проявляют окислительных свойств. Все нитраты растворимы, поэтому качественных ионообменных реакций на них нет. При нагревании твёрдых нитратов их окислительные свойства проявляются в полной мере. Все они разлагаются, причём чем активнее металл, тем глубже протекает разложение. Нитраты щелочных металлов при температуре выше 700 °С разлагаются до нитритов: 2NaNOs > 2NaN02 -f О2 При восстановлении азотной кислоты получаются смеси продуктов (NO2, NO и др.) в разных соотношениях. Нитраты менее активных металлов разлагаются до оксида металла, NO2 и О2 (см. цветной блок: рис. Ц-59): е о 2РЬ(КОз)2 2РЬО -г 2N02T +О2 Химия элементов. Неметаллы О Нитраты серебра и менее активных металлов разлагаются до металла, NOa и Оа (см. цветной блок; рис. Ц-60): 2AgNOa ^ 2Ag ^ 2NOat +Оа Т Сильные восстановители при нагревании отбирают у нитратов кислород, превращая их в оксид металла и Na; при этом выделяется много света и тепла (см. цветной блок: рис. Ц-61): 4NaNO.a + 5С 2Na Т -hoCOa Т -н2КааО -I Q Контрольные вопросы 36.1. Назовите металлы, которые: а) пассивируются азотной кислотой: б) не реагируют с азотной кислотой из-за малой активности. 36.2. Напишите цепочку уравнений реакций промышленного получения азотной кислоты. 36.3. Почему в промышленности не получают 100%-ю азотную кислоту? 36.4. Какие могут быть отходы в промышленном производстве азотной кислоты? Задание на дом 36.1. Напишите уравнения реакций с концентрированной азотной кислотой: а) свинца; б) ртути: в) серы при нагревании; г) кар>боната кальция; в) гидроксида кальция. 36.2. Напишите уравнения реакций разложения: а) нитрата цинка; б) нитрата алюминия; в) нитрата ртути. 36.3. Напишите уравнение реакции нитрата калия с магнием при нагревании. Каковы внешние признаки этой реакции? 36.4. Какая минимальная масса 65%-й азотной кислоты нужна, чтобы полностью растворить 10 г меди? (Считать, что кислота восстанавливается до NO2.) ЭТО ИНТЕРЕСНО! «ПРОБИРНОЕ ИСКУССТВО» При помощи азотной кислоты можно отличить благородные металлы от остальных. Чтобы проверить, есть ли в металле золото, нужно провести металлом черту на белой шершавой керамике и капнуть на эту черту азотной кислотой. Если черта не исчезнет (не растворится) — изделие сделано из золота, если растворится — из другого металла. Аналогично ведёт себя платина, которая отличается от золота белым (серебристым) цветом. Серебро в азотной кислоте растворяется. Чтобы обнаружить серебро, на помощь приходит так называемая «пробирная кислота*—насыщенный раствор К2СГ2О7 в HNO3. Каплю «пробирной кислоты» наносят тонкой стеклянной палочкой на изделие в незаметном месте. На серебряном изделии капля станет похожа на томатный сок, иначе — останется прозрачной. Дело в том, что азотная кислота окисляет серебро, а ионы Ag ■ образуют красный малорастворимый дихромат серебра (см. цветной блок: рис. Ц-62): , 2Ag +СГ2О7 =Ag2Cr207i Фосфор и его соединения 36.5. В какую сторону изменится ответ в предыдущей задаче, если считать, что азотная кислота восстанавливается до N0? 36.6. Какая масса твёрдого продукта останется после прокаливания 10 г нитрата свинца? 36.7. Воспроизведите цепочку реакций промышленного получения азотной кислоты. Рассчитайте массу азотной кислоты, которую можно получить из 1 т атмосферного азота. О Ресурсы Предметные коллекции -> > Подгруппа азота —> Азот- Видеоматериалы • Свойства азотной кислоты и нитратов. https://school-collection.edu.ru. Коллекции —*■ Химия -> Неорганическая химия. Видеоопыты ная кислота. • Взаимодействие азотной кислоты со скипидаром, https://experiment.edu.ru/attach/6/409.wmv или *.mov • Растворение .монеты в азотной кислоте. https://blogs.mail.ru/commimity/chem-textbook/, запись от 27-10-2008 18:51. Дополнительные материалы • Производство и использование азотной кислоты. https://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/chemprom/uchpos/ > Тема 3. Производство неорганических веществ —> 3.2. Производство азотной кислоты. Справочники • Технологические схемы производства азотной кислоты, https://wuw.newchemi stry.ru/letter.php?n_id=4225 Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Взаимодействие азотной кислоты с металлами”», https://f cior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Разложение нитратов при нагревании”», https://f cior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Окислительные свойства а.зотной кислоты», https://fcior.edu.ru • Модуль «Получение и применение азотной кислоты. Пираты», https://f cior. edu. ru • Модуль «Нитраты и их свойства. Азотные удобрения», https://fcior.edu.ru § 37 Фосфор и его соединения Рекомендуется повторить: что такое кислая соль (§9); как определить степень окисления (§ 16). Из кур>са 8 класса вспомните, что такое реакции гидратации и дегидратации; как определить высшую и низшую валентность. — Напишите формулу высшего оксида 4>осфора. — Напишите формулу гидрида фосфора. — Какова основность фосфорной кислоты Н3РО4? — Изобра.зите графическую формулу фосфорной кислоты. Определите координационное число фосфора с помощью графической формулы. Q Химия элементов. Неметаллы • Фосфор находится в V группе Периодической системы, , Р I непосредственно под азотом. • Как и азот, он проявляет валентности III и V. Валентности III соответствуют водородное соединение РНз (степень окисления -3) и оксид Р2О3 (-f3), а валентности V — оксид Р2О.5 (степень окисления -1-5). Однако на этом сходство фосфора с азотом заканчивается. В частности, фосфор не образует оксидов-радикалов с чётными степенями окисления. Фосфин РНз почти не проявляет основных свойств. Как и его сосед слева (кремний), фосфор образует ряд фосфорных кислот, среди которых — метафосфорная НРОз и ортофосфорная Н3РО4. При этом, как и метакремниевая кислота, метафосфорная состоит из звеньев НРО3, соединённых в цепочку (рис. 45). И наконец, степени окисления -г-3 соответствует фосфористая кислота Н3РО3, в которой фосфор пятивалентен. Поэтому фосфористая кислота ^вг/хосновна. Свойство простого вещества фосфора тоже отличается от свойств азота. Так, фосфор — твёрдое вещество, в то время, как азот — газ. Причём фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, из которых наиболее известны две: белый и красный фосфор (см. цветной блок: рис. Ц-68, Ц-69). Белый фосфор состоит из молекул Р4, красный — из цепочки соединённых между собой звеньев Р4 (рис. 44). Белый фосфор гораздо активнее красного— он медленно окисляется кислородом даже при комнатной ^ОН 0=Р^0Н ОН рфр Белый фосфор форма треугольной пирамиды ----Р. \ .Р---- Л п Красный фосфор Рис. 44. Строение аллотропных модификаций фосфора Таблица VII.3 Характерные валентности и степени окисления фосфора Степень окисления Валент- ность Соединение с водородом Оксид Гидроксид Характер указанных соединений -3 III РН.З - - несолеобразующий "гЗ III, V - Р2О3 НзРОз* кислотный +ъ V - Р2О., НРОз, Н3РО4 кислотный t " этой кислоте валентность фосфора равна V, её структурная формула Н-Р-ОП ОН Фосфор и его соединения §3/ температуре и при этом светится (см. цветной блок: рис. Ц-67). Поскольку белый фосфор активнее, он самопроизвольно (медленно) переходит в более устойчивую модификацию — красный фосфор. Чтобы получить белый фосфор из красного, последний нужно нагреть. Он испарится, а из паров конденсируется белый фосфор (см. цветной блок: рис. Ц-69). Какую из аллотропных модификаций фосфора безопаснее хранить? Обе гшлотропные модификации фосфора легко воспламеняются и прекрасно горят. Красный фосфор входит в состав намазок на спичечные коробки, поскольку воспламеняет от трения спичечную головку. При горении фос(|юра образуется оксид фосфора (V): 4Р + 502 = 2Р2О5 Какая аллотропная модификация фосфора загорается при меньшей температуре? Оксид фосфора (V) — самое мощное водоотнимающее средство из всех оксидов. Он бурно реагирует с водой, образуя в конечном итоге ортофосфорную кислоту: Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4 -f Q Мало того, он отбирает воду практически у всех кислородсодержащих кислот, превращая их в оксиды. Иногда это — единственный способ для получения оксида: Р2О5 + 2HNO3 = 2НРОз + N2OS Оксиду фосфора (V) соответствуют несколько фосс1юрных кислот разной степени гидра-тированности. Наиболее гидратированная—ор-тос1юсфорная Н3РО4, наименее гидратированная — метафосфорная кислота с условной формулой НРО3. На самом деле во всех фосфорных кислотах атом фосфора связан с четырьмя соседями. Поэтому метафосфорная кислота содержит цепочки звеньев Р-0—Р (рис. 45). Вода медленно гидратирует связи Р-О-Р, и при этом выделяется энергия: ОН I —р-0— II о Рис. 45. Метафос-форпая кислота состоит из цепочек соединённых между собой звеньев, которые имеют условную формулу НРО3. Атом фосфора находится в окружении четырёх атомов кислорода Н Н он 0-н он он 0 н он 1 1/ / 1 -Р 0— -Р—0 -Р 0 -р— II II II 11 0 0 0 0 о о Химия элементов. Неметаллы Связь Р-О-Р — универсальное депо энергии в живых клетках. Энергия запасается в виде аденозинтрифосфорной кислоты и выделяется при гидролизе одной связи Р-О-Р в ней: ОН ОН ОН Н III \ Р-О-Р-О-Р-О-Н +0-Н —> II о он + Н-О-Р-О-Н Ч-Q II о ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТА Н3РО4 Гигроскопичное вещество По первой ступени диссоциа- ции — кислота средней силы, по 0-Н второй ступени — слабая кисло- 0=Р-0-Н та, по третьей — очень слабая 0-Н кислота. Бесцветные кристаллы В продажу поступает 85%-я Н3РО4 При гидратации метафосфорной кислоты в конце концов образуется ортофосфорная кислота Н.чР04 — белые гигроскопичные кристаллы; на воздухе они поглощают влагу и расплываются. Ор-тофос(}юрная кислота очень хорошо растворяется в воде, образуя вязкие растворы. Это трёхосновная кислота; по первой ступени она средней силы, по второй — слабая, по третьей — очень слабая. ЭТО ИНТЕРЕСНО! МОГЛА ЛИ ВЫЖИТЬ СОБАКА БАСКЕРВИЛЕЙ? Всем известен роман Артура Конан Дойля «Собака Баскервилей», в котором Шерлок Холмс расследует череду загадочных смертей представителей древнего аристократического рода. Их всех пугала огромная собака, морда которой светилась, потому что была намазана белым фосфором. На самом деле этой собаке можно только посочувствовать: при окислении белого фосфора образуется Р2О5, который обязательно начал бы реагировать с водой прямо на коже собаки, образуя едкую фосфорную кислоту. От этого собака получила бы серьёзные химические ожоги и вряд ли была способна выполнять осмысленные команды. Кроме того, белый фосфор, нагретый собачьим телом, вполне мог бы воспламениться. Фосфор и его соединения Фосфорная кислота даёт два ряда кислых солей (дигидро- и гидрофосфаты) и средние соли (с1юсфаты): NaOH + Н3РО4 = NaH2P04 I H2O дигидрофосфат натрия 2NaOII -Ь Н3РО4 = КагНР04 -ьгНгО гидрофосфат натрия 3NaOH ч- Н3РО4 = NasP04 гЗНгО фокфат натрия Какие продукты могут получиться в реакции NaOH с NaH2P04? О о о Почти все дигидрофосфаты растворимы. Из г’идрофосфатов и средних фосфатов растворимы только соли щелочных металлов. Растворимые фосфаты можно распознать по реакции с нитратом серебра; образуется жёлтый осадок: 3Ag- + РО^ = А^зР04 i СОЛИ ОРТОФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ: (ME - МЕТАЛЛ) МеН2Р04 — дигидрофосфаты Ме?НР04 — гидрофосфаты МезР04 — фосфаты Если на осадок подействовать сильной кислотой (например, азотной), то она вытеснит более слабую фосфорную кислоту и осадок растворится: Ag3P04 -f 3HNO3 = 3AgN03 + Н3РО4 О о это ИНТЕРЕСНО! КЛАДБИЩЕНСКИЕ ОГНИ Человеческие кости в значительной степени состоят из гидроксофосфата кальция Саб(0Н)(Р04)з. В останках это соединение восстанавливается до фосфина РНз и дифосфина Р2Н4. Газообразные РНз и Р2Н4 поднимаются в верхние слои почвы и при контакте с воздухом воспламеняются. Подобный эффект можно наблюдать и в лабораторных условиях. Если нагреть красный фосфор с магнием, они бурно прореагируют с образованием фосфида магния: 3Mg -f 2Р = Mg3P2 Фосфиды — соли очень слабой кислоты — фосфина. Фосфиды реагируют с водой, а также с любой сильной кислотой с выделением фосфина: MgaPz ЗН2О = 3Mg(OH)2 + 2РНз ^ Полученный таким образом фосфин всегда содержит примеси дифосфина Р2Н4, который самовоспла.меняется на воздухе и поджигает фосфин. Химия элементов. Неметаллы О о Это позволяет отличить жёлтый осадок фосфата серебра от жёлтого (также нерастворимого) иодида серебра (Agl не растворяется в HNO3). В сельском хозяйстве фосфаты (в первую очередь, суперфосфат Са(Н2Р04)г) используют в качестве удобрений. Кроме того, средний фосфат натрия Na3P04 добавляют в стиральные порошки, чтобы связывать ионы кальция, разрушающие мыльную пену. Фосфат-ионы образуют с ионами кальция нерастворимый осадок: 2РО^- + ЗСа^^ = Саз(Р04)г 4- ПРИРОДНЫР источники ФОСФОРА • фосфорит Саз(Р04)2 • апатит Cas(0H)(P04)3 В промышленности фосфорную кислоту и её кислые соли получают из фосфорита Саз(Р04)г или апатита Са5(0Н)(Р04)з (см. цветной блок: рис. Ц-70). На них действуют серной кислотой, которая сильнее фосфорной. В зависимости от соотношения кислота: минерал получают либо суперфосфат Са(НгР04)2, либо ортофосфорную кислоту: Саз(Р04)2 ^ 2H2SO4 = Са(Н2Р04)2 + 2CaS04 i Саз(Р04)2 -f 3H2SO4 = 2Н3РО4 + 3CaS04 i При этом приходится решать целый ряд технологических проблем, связанных с тем, что как реагент (фосфорит), так и один из продуктов реакции (сульфат кальция CaS04) нерастворимы, из-за чего реакция идёт медленно и неполно. Кроме того, в качестве отходов производства образуется фосфогипс CaS04, который не годится для использования в сельском хозяйстве из-за примеси серной кислоты. Поэтому его складируют в виде огромных терриконов (рис. 46). Рис. 46. Горы фосфогипса (CaS04 с примесью H2SO4) — отходы производства фосфорных удобрений Фосфор и его соединения Контрольные вопросы 37.1. Какой фосфор более активен химически — белый или красный? 37.2. Какие две основные проблемы возникают при производстве фосфорной кислоты из фосфоритов или апатитов? 37.3. Напишите цепочку уравнений реакций получения чистой фосфорной кислоты из фосфорита. 37.4. Как обнаружить примесь карбоната в фосфате? 37.5. Почему фосфат серебра растворяется в азотной кислоте? 37.6. Как отличить растворимый фосфат от хлорида, от иодида, от карбоната, от сульфата? (Качественные реакции на галогениды см. в § 41.) Задание на дом 37.1. Напишите уравнения реакций; а) КОН + Н3РО4 (три реакции) б) КН2РО4 f КОН (две реакции) в) Саз(Р04)г + НС1 (три реакции) г) NasP04-ь РЬ(ЫОз)г д) Н4Р2О7 jh NaOH (четыре реакции) е) Р + Са-^ ж) ЫазР Н2О 37.2Г Изобразите структурную формулу пирофосфорной кислоты Н4Р2О7. 37.3. Удобрение простой суперфосфат — это смесь Са(Н2Р04)г и CaS04, получаемая при обработке фосфорита серной кислотой. Какова массовая доля в простом суперфосфате а) Са(Н2Р04)2, б) Р2О5 и в) фосфора? 37.4. Сколько фосфора можно получить из 100 кг фосфорита, содержащего 20% инертных примесей, если выход реакции составляет 80% ? 37.5. Составьте конспект сообщений по темам «Аллотропия фосфора*, «Кислородные соединения фосфора*, «Фосфорные кислоты». О о Ресурсы Видеоматериалы • Свойства фосфора и его соединений. https://3chool-collection.edu.ru. Коллекции -»• Предметные коллекции ~> Химия -> Неорганическая химия. Видеоопыты -> Подгруппа азота —> Фосфор, фосфорная кислота. ЭТО ИНТЕРЕСНО! ПОЧЕМУ ФОСФАТ ШИПИТ? Если на фосфат натрия, долго хранившийся в контакте с воздухом, капнуть избытком сильной кислоты, наблюдается выделение газа. Дело в том, что фосфорная кислота по третьей ступени слабее угольной, поэтому фосфат натрия регкгирует с углекислым газом из воздуха: 2МазР04 -I- СО2 + Н2О = 2Na2HP04 -|- Na2COa С выделением газа с кислотой реагирует не фосфат, а карбонат! Этот пример показывает, как важно иногда изолировать вещества от воздуха. Химия элементов. Неметаллы • Свойства фосфора. https://experiment. edu. ru/catalog. asp -> Фосфор • Фосфор. Соединения фосфора (горение фосфора в кислороде и хлор>е, получение оксида фосфора (V) и фосфорных кислот, качественная реакция на ортофосфаты). https://ido.tsu.ru/schools/chem/lib.php7cat-chem -+ Видеофильмы —>■ Фосфор. Озединсния фосфора. • Самовоспламенение фосфина. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 11-12-2008 12:23. Дополнительные материалы • Фосфор (популярная библиотека химических элементов). https://n-t.ru/ri/ps/pb015.htm Тесты электронные. • Модуль «Тесты по теме „Фосфор. Аллотропия. Хи.мические свойства. Фосфор в природе"*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по теме „Оксид (1юсфора (V) и фосфорная кислота"«, https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Превращения фосфора и его соединений"», https://f cior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Свойства фосфора и его соединений"*, https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Оксиды фосфора*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Ортофосфорная кислота*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Соли фосфорной кислоты*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Фосфор. Аллотропия и физические свойства*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Фосфор в природе. Получение и применение*, https://fcior.edu.ru • Модуль «Химические свойства фосфора*, https://fcior.edu.ru § 38 Сера Рекомендуется повторить: что такое степень окисления (§16); как определить высшую и низшую степени окисления элемента (§ 16). Из курса 8 класса вспомните, от чего зависит валентность элемента, что такое обобщённая реакция нейтрализации, электронная формула, что такое соответствующие оксиды и гидроксиды. — Изобразите электронную формулу серы. — Какой гидроксид соответствует оксиду SO3? — Каковы возможные валентности и степени окисления серы? л, Сера находится в главной подгруппе VI группы таб-. О • лицы Менделеева. Это значит, что у неё шесть валент-• • ных электронов, из них два неспаренных. Следовательно, низшая валентность серы — II, а высшая — VI. Кроме того, у серы есть промежуточная валентность IV. Валентности II соответствует степень окисления —2. Самое характерное соединение для неё — Сера Таблица VII.4 Характерные валентности и степени окисления серы Валентность Степень окисления Соединение с водородом Оксид Гидроксид Характер указанных соединений II -2 HaS — — слабая кислота IV + 4 - SO2 НаЗОз* КИСЛОТНЫЙ VI +6 - SO3 H2SO4 кислотный * Неустойчива: легко распадается на воду и оксид. Соли устойчивы. сероводород H2S. Это очень слабая кислота. Кроме того, двухвалентная сера способна соединяться в достаточно длинные цепочки —S—S-, в которых её степень окисления может быть равна О или —1. Такие цепочки образуются, в частности, при вулканизации резины. Валентности IV соответствует степень окисления -г4, например, в кислотном оксиде SO2 и неустойчивой сернистой кислоте H2SO3. Валентности VI соответствует степень окисления -1-6 в кислотном оксиде SO3 и серной кислоте H2SO4 (см. табл. VII.4). Почему сера в степени окисления -2 не образует оксидов, а в степени окисления +4 и -f 6 — соединений с водородом? Элементная сера при сплавлении со щёлочью диспропорциони-рует на степень окисления —2 и ^4: г4 О 3S 6NaOH = N828^- гМагЗОз + ЗН2О В отсутствие щёлочи, наоборот, сера (4-4) окисляет серу (-2): SO2 + 21128^ = 38 + 2Н2О Эту реакцию используют в промышленности для очистки газовых смесей от сероводорода. При нагревании сера реагирует как с металлами (рис. 48), так и со многими неметаллами. Чем активнее металл, тем более бурно протекает реакция серы с ним. При этом образуются сульфиды металлов в низших степенях окисления: металл + сера —»■ сульфид металла 2А1 -г 38 = AI283 Fe -Ь S = FeS В сульфидах сера имеет степень окисления —2, а значит, их можно рассматривать как соли сероводородной кислоты Н28. О о о о Химия элементов. Неметаллы И действительно, это вещество выделяется при действии сильных кислот (например, соляной) на большинство сульфидов, даже нерастворимых в воде: FeS + 2НС1 = FeCl2 ь H2St Эта реакция идёт потому, что более сильная кислота вытесняет более слабую. Однако существуют настолько малорастворимые сульфиды (например, сульфид свинца), что, наоборот, водный раствор сероводорода способен осадить сульфид из их солей с сильными кислотами (см. цветной блок: рис. Ц-52): РЬ(НОз)2 + H2S = PbS i +2HNO3 Эта пара реакций интересна тем, что в ней правило Бертолле оказывается противоречивым: с одной стороны, реакция должна идти в сторону сероводорода (газ и слабый электролит), а с другой — в сторону сульфидов металлов (осадок). Чтобы понять, какое из направлений «пересилит», нужно знать, насколько этот электролит слабый и насколько плохо растворим осадок. Все необходимые данные — табличные, поэтому направление реакции можно рассчитать. сульфид металла + сильная кислота + соль металла Исключения: металл = РЬ, Си, Ад, Нд Рис, 47. Строение молекулы серы ЭТО ИНТЕРЕСНО! СЕРА ТВЁРДАЯ, ЖИДКАЯ И ПЛАСТИЧНАЯ Простое вещество сера (элементная сера) при комнатной температуре образует жёлтые кристаллы (см. цветной блок: рис. Ц-49), состоящие из циклических молекул Sg (рис. 47). При нагревании до 120 °С кристаллы плавятся (см. цветной блок: рис. Ц-50), а далее при температуре около 250 расплав серы становится очень вязким из-за обра.зования длинных цепочек —S—S—. При более высокой температуре цепочки из серы начинают разрушаться, и наконец, при 444 °С сера кипит. Если кипящую серу резко охладить (например, вылить в воду, см. цветной блок: рис. Ц-51), то циклические молекулы Sg образоваться не успевают. Вместо этого получается пластическая сера, состоящая из хаотично пере.мешанных цепочек —S-S-. Из-за того что угол при атоме серы меньше 180°, пластическая сера легко растягивается. Если она получена резким охлаждением расплава, то на конце цепочек атомы серы имеют свободные валентности, благодаря чему атомы серы активно связываются со многими поверхностями; поэтому пластическая сера липкая. ш Сера -2 +4 +6 Рис. 48. Типичные соединения серы и переходы между ними. Обозначения: Me — переходный металл, кат — катализатор, Ох — окислитель, р — давление, t° — нагревание. Под Ог подразумевается горение или обжиг на воздухе (если не указано иное) Все летучие соединения серы в степени окисления —2 обладают сильным неприятным запахом. Сероводород пахнет тухлыми яйцами. Его запах чувствуется при разбавлении в миллионы раз. Метилмеркаптан СНзЗН добавляют к бытовому газу, чтобы при утечке газа сразу почувствовать запах. Сероводород и сульфиды — сильные восстановители. В растворах они восстанавливают иод до иодида. При обжиге на воздухе сульфиды образуют оксиды и SOg: 4FeS + 702 = 2РегОз -f 4802 Напишите реакцию сероводорода с кислородом. Сера при горении на воздухе образует бесцветный удушливый сернистый газ — оксид серы (IV): 8 -h О2 = SO2 Сернистый газ SO2 вызывает раздражение слизистых оболочек у животных (в том числе у человека) и нарушение процессов газообмена у растений. Огромные количества SO2 попадают в атмосферу при сжигании органического топлива, содержащего примеси серы, а также при обжиге сульфидных руд цветных металлов. Диоксид серы относится к наиболее опасным загрязняющим веществам атмосферного воздуха. При реакции с водой SO2 обратимо образует сернистую кислоту (кислоту средней силы): Н2О + 802 - H2SO3 Соли сернистой кислоты называются сульфитами. Как и углекислый газ, 8О2 образует осадок с известковой водой: 8О2 + Са(ОН)2 = Са80з 4, -ьНзО О Химия элементов. Неметаллы О к какому типу относится эта реакция? Поскольку сернистая кислота — кислота средней силы и неустойчивая, при действии сильных кислот на сульфиты выделяется газообразный SO2: 2Н- + SO^" = Н2О - SO2 Т НгЗОт — кислота средней силы, неустойчива и легко разлагается на Н2О и SO2. В лаборатории эту реакцию используют для получения SO2 из N32803. Оксид серы (IV) и большинство других соединений серы (IV) проявляют преимущественно восстановительные свойства, окисляясь до сульфидов. В частности, они обесцвечивают водный раствор перманганата калия: 2КМп04 + 5802 ‘ 2НгО = К28О4 2MnS04 + 2Н28О4 а сульфиты ещё и обесцвечивают йодную воду: Na2803 ч- Н2О 4-12 = Маз804 + 2HI С помощью перманганата калия можно отличить 8О2 от СО2. SO2 и сульфиты — восстановители. ЭТО ИНТЕРЕСНО! КИСЛОТНЫЕ ДОЖДИ Любое ископаемое топливо имеет органическое происхождение. Это уголь, нефть, природный газ. Но все эти природные энергоносители всегда содержат примеси соединений серы, которые, сгорая, образуют SO2, поступающий в атмосферу. Другой источник 80г в атмосфере — производство цветных металлов, где этот газ образуется при обжиге сульфидных руд. Попадая в облака, SO2 растворяется там в каплях воды и довольно быстро окисляется кислородом воздуха до серной кислоты: 2802 -f О2 + 2НгО = 2Н28О4 Поэтому в городах и вблизи металлургических комбинатов дождевая вода часто оказывается кислой. В 1960-е гт. были описаны случаи, когда кислотные дожди разъедали зонты. С тех пор контроль за выбросами 8О2 усилили, однако полностью избавиться от кислотных дождей до сих пор не удалось. Действию кислотных дождей больше всего подвержены почвы и водоёмы, находящиеся на изверженных горных породах — гранитах и сиенитах. В России это Карелия, бассейн Онежского озера, Забайкалье. Если водоёмы подстилаются карбонатными породами (например, СаСОз), то кислота в дождевой воде частично нейтрализуется. Сера Контрольные вопросы 38.1. Как доказать наличие SO2 в газовой смеси? Напитайте уравнения реакций. 38.2. Раствор HaS в воде — это слабая или сильная кислота? 38.3. Как называется II2SO3 и её соли? 38.4. Можно ли получить концентрированный раствор H2SO3? 38.5. Напишите уравнение реакции получения SO2 в лабораторных условиях. 38.6. Какие свойства — окислительные или восстановительные — проявляет сероводород? Диоксид серы SO2? Задание на дом 38.1. Закончите уравнения реакций: ДД а) Mg -г S б) РЬ + S ‘Л в) SO2 -I- CI2 + Н2О = г) SO2 + NaOH = д) СаЗОз НС1 = 38.2. По скольку граммов алюминия и серы нужно взять, чтобы получить 5 г AI2S3? 38.3. Какой объём сероводорода выделится при взаимодействии 5 г AI2S3 Де с водой? Будет ли ощущаться запах сероводорода, если он весь равномерно распределится внутри вашей школы? Объём воздуха в своей школе оцените самостоятельно. Ресурсы Видеоматериалы • Реакция серы с кальцием. https://иии.chem.msu.su/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v004.html • Реакция серы с натрием. https://www.chem.msu.su/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v014.html • Растворение оксида серы (IV) в воде. https://wvw.chem.msu. 3u/rus/teaching/zagorskii2/le8son0/v006.html • Взаимодействие SO2 с известковой водой. https://www.chem.msu.8u/rus/teaching/zagorskii2/lesson0/v003.html • Реакция серы с алю.минием. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 11-12-2008 12:23. Дополнительные материалы • Сера (популярная библиотека химических элементов), https://п-t.ru/ri/ps/pb016.htm Тесты электронные • Модуль «Тесты „Сера — простое вещество'*», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тесты „Оксиды серы"», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Превращения серы и её соединений"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Химические свойства серы"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Общая характеристика халькогенов», https://fcior.edu.ru • Модуль «Сера — простое вещество», https://fcior.edu.ru • Модуль «Сероводород. Сульфиды», https://fcior.edu.ru • Модуль «Оксид серы (IV) — сернистый газ», https://fcior.edu.ru • Модуль «Оксид серы (VI) — серный ангидрид», https://fcior.edu.ru • Модуль «Хи.мические свойства серы и её при.менение», https://fcior.edu.ru Химия элементов. Неметаллы Практическая работа № 8 СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ (-2) И (^4) Рекомендуется повторить: свойства соединений серы (§38). Задачи 1. Провести характерные реакции сульфидов и написать соответствующие уравнения реакций. 2. Получить оксид серы (IV) и исследовать его свойства. Реактивы. Растворы сульфида натрия ЫагЗ (~5%-й), метилового оранжевого, гидроксида кальция Са(ОН)г, перманганата калия КМПО4, пероксида водорода Н2О2; иода I2 с иодидом калия KI, универсальная индикаторная бумага, 20%-я серная кислота H2SO4, сульфат меди CUSO4, сульфит натрия N82803, сульфат цинка ZnS04. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, штатив с лапкой и муфтой, двухколенная пробирка с пробкой и газоотводной трубкой, стеклянная палочка, сливной стаканчик с раствором соды, чашка для выпаривания. ОПЫТ 38.1. Получение оксида серы (IV) и исследование его свойств. Внимание! Оксид серы (IV) — удушливый газ. Не вдыхать! В чашку для выпаривания насыпают 5-10 г сульфита натрия. Добавляют к нему немного воды так, чтобы образовалась смесь с консистенцией густой сметаны. Смесь перемешивают стеклянной палочкой. Ждут 1-2 минуты, пока она «схватится». Стеклянной палочкой отламывают от «схватившейся» смеси кусочки размером не менее спичечной головки и помещают их в одно колено двухколенной пробирки. В другое колено наливают серную кислоту. Затыкают пробкой с газоотводной трубкой. В штатив ставят пробирки. В первую добавляют каплю раствора КМПО4 и доливают воду на 1-2 см по высоте. Во вторую пробирку наливают раствор метилового оранжевого, в третью — раствор Са(ОН)2. В раствор метилового оранжевого сразу же погружают кончик газоотводной трубки. Д Приливают серную кислоту к сульфиду натрия, наклоняя двухколенную пробирку. Когда в пробирке с метиловым оранжевым будут явно заметны признаки реакции, кончик трубки переносят в пробирку с раствором КМ11О4. После обесцвечивания раствора кончик трубки переносят в пробирку с раствором Са(ОН)2- Когда эта реакция пройдёт, переносят трубку в стакан с раствором соды, чтобы не допустить выделения газа в воздух. Рис. 49. Получение газообразных оксидов и исследование их свойств Сера Записывают уравнения реакции SO2 с водой и с раствором Са(ОН)г. Каковы окислительно-восстановительные свойства SO2? ОПЫТ 38.2. Взаимодействие раствора сульфида натрия с раст-вором иода. В пробирку наливают раствор сульфида натрия и добавляют по каплям раствор иода. Что наблюдается? Записывают уравнение реакции. Образование осадка говорит о выделении серы. Д ОПЫТ 38.3. Взаимодействие раствора сульфида натрия с растворами солей. В одну пробирку наливают раствор сульфата меди, в другую — раствор сульфата цинка. В обе пробирки добавляют по 1-2 капли раствора сульфида натрия. Что наблюдается? Содержимое пробирок не выливают. Записывают уравнения реакций. Под формулами указывают цвет веществ. Д ОПЫТ 38.4. Получение сероводорода. Внимание! В этом опыте выделяется ядовитый сероводород, поэтому проводить его следует с минимальным количе- . ством сульфидов. Несколько капель взвесей сульфидов, полученных в предыдущем опыте, переносят в две другие пробирки или лунки планщета. Добавляют несколько капель раствора серной кислоты. Что происходит с осадком? Аккуратно нюхают выделяющийся газ. Чем он пахнет? Содержимое пробирок выливают в стакан с содой, чтобы остановить выделение сероводорода. Записывают уравнения реакций. Д ОПЫТ 38.5. Окисление сульфида меди (11) пероксидом водорода. К сульфиду меди, полученному в опыте 38.3, при.чивают 2-3-кратный объём раствора пероксида водорода Н2О2. Что наблюдается? Если реакция не идёт, смесь аккуратно нагревают. Записывают уравнение реакции, если пероксид окисляет сульфид до сульфата. Д Ресурсы Имитация эксперимента • Модуль «Лабораторная работа „Оксид серы (IV) и исследование его свойств"», https://fcior.edu.ru Химия элементов. Неметаллы О § 39 Серная кислота Рекомендуется повторить: что такое окислитель (§§16, 19), ряд активности металлов (§ 20). Из курса 8 класса вспомните свойства кислот и что такое реакция гидратации. — Какова степень окисления серы в H2SO4? — Напишите уравнение реакции H2SO4 с цинком. — Приведите пример реакции нейтрализации. Серную кислоту, без преувеличения, можно назвать самым важным веществом химической промышленности (см. цветной блок: рис. Ц-53). В 2002 г. её было произведено 107 млн т — только железа было произведено больше. ЕРНАЯ КИСЛОТА Гпл = 10°С H2SO4 т2нп = 280»С (с разложением) 0.x ,0-н р = 1,83 кг/л Двухосновная кислота U О 0-Н В продажу поступает 92-96%-я H2SO4 Какие же свойства серной кислоты обусловили её широкое использование? Серная кислота обладает сразу тремя примечательными химическими свойствами. Во-первых, это сильная кислота и одна из немногих сильных кислот, которых можно получить без примеси воды. Во-вторых, концентрированная (92-98%) серная кислота — мощнейшее водоотнимающее средство. И наконец, в-третьих, концентрированная кислота — окислитель, где в качестве элемента-окислителя выступает сера (-1-6). Разберём эти три свойства подробнее, СЕРНАЯ КИСЛОТА • сильная кислота; • окислитель по сере (VI) (концентрированная); • водоотнимающее средство (концентрированная кислота). Серная кислота, как и любая другая, реагирует с основаниями. В зависимости от соотношения реагентов может образоваться кислая соль (гидросульфат) или средняя соль (сульфат). H2SO4 + NaOH = NaHS04 -гНгО кислая соль H2SO4-г 2NaOH = Na2S04 ч-2НгО средняя соль Сульфаты — соли серной кислоты. Гидросульфаты — кислые соли серной кислоты. Серная кислота Категорически не следует проводить эту реакцию с концентрированной кислотой — из-за выделения очень большого количества тепла реакционная смесь закипает и разбрызгивается. Серная кислота способна вытеснять более слабые или летучие кислоты из их солей. Так, если смешать серную кислоту с ацетатом натрия СНзСООКа, ощущается явный запах уксуса: H2S04 + 2СНзСООЫа = Na2S04 + 2СН3СООН В промышленности это свойство серной кислоты используют для получения фосфорной кислоты из фосфата кальция, фторо-водорода из фторида кальция. В лаборатории подобной реакцией получают газообразный хлороводород. КИСЛОТНЫЕ СВОЙСТВА СЕРНОЙ КИСЛОТЫ • реакции с основаниями; • вытеснение более слабых или летучих кислот из солей; • реакции с металлами с выделением водорода (разбавленная кислота) Разбавленная серная кислота, как и всякая типичная кислота, реагирует с активными металлами с выделением водорода. Однако концентрированная кислота с металлами реагирует плохо. Так, если залить металлический цинк концентрированной серной кислотой, водород почти не выделяется (рис. 50). Если же эту смесь нагреть, то будет выделяться газ с резким удушливым запахом — оксид серы (IV): 2H2SO4 (конц.) + Zn = ZnS04 + SO2 t f 2H2O Здесь серная кислота выступает в качестве окислителя, но не по водороду (как положено кислоте), а по сере. Аналогичная реакция протекает со многими другими металлами, в том числе менее активными, чем водород, — медью и даже серебром. Концентрированная серная кислота окисляет и другие восстановители, восстанавливаясь до SO2, а иногда даже до H2S (см. цветной блок: рис. Ц-46). Такое неожиданное поведение концентрированной серной кислоты при взаимодействии с металлами можно объяснить тем, что в концентрированной серной кислоте слишком мала концентрация ионов H"*", чтобы они могли окислить металлы, восстанавливаясь до Нг- При диссоциации ионы Н"'' должны быть окружены молеку.лами воды, а их в концентрированной кислоте мало. Поэтому безводная серная кислота диссоциирует очень плохо и практически не проводит электрический ток. Рис.50. Реакция разбавленной (слева) и концентрированной (справа) серной кислоты с цинком. Видно, что при взаимодействии с концентрированной кислотой водород почти не выделяется О о Химия элементов. Неметаллы Некоторые металлы, в частности железо, покрываются в серной кислоте тонкой, но плотной оксидной плёнкой, которая не позволяет реакции идти дальше (иными словами, металлы пассивируются). Пассивирование железа протекает настолько эффективно, что концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных цистернах. H2SO4 диссоциирует только в присутствии воды. H2SO4 (конц.) пассивирует железо. Водоотнимающие свойства концентрированной серной кислоты проявляются в первую очередь в её бурной реакции с водой. Реакционная смесь настолько разогревается, что вода может даже закипеть. Поэтому при разбавлении серной кислоты водой более тяжёлую кислоту льют в воду (кислота при этом лучше перемешивается с водой). Если поступить наоборот, вода растечётся по поверхности кислоты, закипит и выплеснется. Кислоту льют в воду, а не наоборот! Бурной реакцией с водой водоотнимающие свойства серной кислоты не ограничиваются. Так, если смешать концентрирован- ЭТО ИНТЕРЕСНО! ЗАГАДКИ ОДНОЙ РЕАКЦИИ При нагревании меди с 96-98%-й H2SO4 выделяется удушливый газ, который однозначно можно определить как SO2, и образуются минимум два твёрдых вещества — чёрное и белое (см. цветной блок: рис. Ц-54). Белое вещество растворимо в воде с образованием голубого раствора, поэтому его можно считать безводным сульфатом меди CUSO4. Вместе с SO2 оно может образовываться по рюакции, которая описана во всех учебниках: Си + 2H2SO4 —- CUSO4 “Ь SO2 *f i“H20 Однако никакого чёрного вещества по этой реакции не образуется. По цвету это может быть либо оксид меди СиО, либо её сульфид CuS Си Ч- H2SO4 — СиО -f- SO2 Т -ЧН2О 4Си - 4H2SO4 = CuS + 3CUSO4 + 4Н2О Оба этих уравнения на первый взгляд противоречат теории. Так, СиО — основный оксид и поэтому должен реагировать с серной кислотой. Однако реально растворить СиО в серной кислоте довольно трудно, так как его кристаллическая решётка прочна, и концентрация ионов в концентрированной серной кислоте недостаточии, чтобы её разрушить. То же самое можно сказать и о кристаллической решётке сульфида меди. Вы можете сами предложить эксперименты, которые позволят определить, какое же вещество — CuS или СиО — образуется в этом процессе. Серная кислота 1И ную серную кислоту с сахаром С12Н22О11» смесь сначала станет коричневой, а потом вспенится и почернеет: серная кислота отбирает у сахара воду и остаётся уголь (рис. 51): С12Н22О11 + IIH2SO4 (конц.) = 12С -f IIH2SO4 • Н2О Концентрированная серная кислота также обугливает бумагу (см. цветной блок: рис. Ц-55) и другие материалы, содержащие растительные волокна. Водоотнимающие свойства серной кислоты связаны с тем, что, когда при её электролитической диссоциации молекулы воды окружают ионы Н~, выделяется много энергии. Какими атомами обращены молекулы воды к ионам водорода? В некоторых реакциях серная кислота проявляет сразу несколько своих свойств. Например, в реакции с перманганатом калия КМПО4 концентрированная серная кислота сначала вытесняет более слабую марганцовую кислоту НМПО4, а потом отнимает у неё воду. В результате этого получается зелёная жидкость — оксид марганца (VII) (см. цветной блок: рис. Ц-56): 2KMn04-|-2H2S04 (конц.) = Mii207-<-2KHS04-t-H20 Серной кислоте соответствует оксид серы (VI) SO3. Это кислотный оксид. Он ещё более мощное водоотнимающее средство, чем серная кислота. Поэтому при промышленном получении серной кислоты оксид серы (VI) SO3 никогда не растворяют напрямую в воде — сначала его растворяют в концентрированной серной кислоте. Получившийся раствор называется олеум. Далее олеум тоже смешивают не с водой, а с 70%-й серной кислотой. Только так удаётся избежать нештатных ситуаций, связанных с выделением большого количества тепла. Олеум — раствор SO3 в серной кислоте. Способен ли олеум обуглить сахар и бумагу? Почему нельзя проводить реакцию SO3 со щелочами? Оксид серы (VI) получить не очень просто. Для этого приходится окислять SO2 под давлением на катализаторе при 400-500“С: в Рис. 51. Продукты реакции серной кислоты с сахаром. Чёрный продукт—уголь, который вспенивается выкипающей водой 2802 - О2 р, кйт., '100-Г)00^с 280з Химия элементов. Неметаллы Рис. 52. Использование серной кислоты. 1—производство удобрений (60%); 2 — металлургия (11%); 3 — получение вискозы (5%); 4 — очистка нефти (3%); 5 — производство оксида титана (3%); 6 — прочие нужды (18%). Информация предоставлена Research Techart (группа «Текарт») При более высокой температуре он разлагается, при меньшей реакция идёт слишком медленно. О Задание на дом 39.1. Напишите уравнения реакций с концентрированной серной кислотой: а) серебра при нагревании б) кобальта при нагревании в) Саз(Р04)2 г) NaCl д) СаРг е) К^СОз ж) раствора BaClg з) Н3ВО3 39.2. Напишите уравнения реакций разбавленной серной кислоты с веществами из предыдущего задания. 39.3. Напишите уравнение получения оксида титана (IV) из минерала перювекита СаТЮз и серной кислоты. 39.4. Сколько молекул серной кислоты приходится на одну молекулу воды в 96%-м растворе? 39.5. Какова массовая доля серной кислоты, в которой на одну молекулу кислоты приходится одна молекула воды? 39.6. Какая масса цинка и 20%-го раствора серной кислоты нужна, чтобы получить 15л водорода? О Ресурсы Электронные пособия • Модуль «Серная кислота. Строение, физические свойства», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Химические свойства серной кислоты"», https://fcior.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты „Серная кислота и её соли"», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Химические свойства серной кислоты», https://fcior.edu.ru О § 40 Галогены и их соединения Рекомендуется повторить: что такое электроотрицательность, валентность (§ 2) и степень окисления (§ 16); чем ионная связь отличается от ковалентной (§ 2). Из курса 8 класса вспомните, что такое элемент и простое вещество, в чём различия между ними; что такое электронная формула. Галогены и их соединения — Какое утверждение относится к элементу, а какое — к простому веществу? а) Хлор входит в состав поваренной соли. б) Хлор в соляной кислоте одновалентен. в) Хлор — газ зеленоватого цвета. — Каков характер связи (ионная или ковалентная) в: а) NaCl; б) CCl.i? — Расставьте степени окисления элементов в KCIO4. — Напишите формулу оксида хлора (VII). К галогенам относятся элементы подгруппы VIIA — главной подгруппы VII группы — фтор, хлор, бром, иод и астат. Астат — редкий элемент, все его изотопы неустойчивы, поэтому его свойства мы рассматривать не будем. Подробно мы познакомимся с четырьмя элементами группы галогенов: фтором, хлором, бромом и иодом. Для обозначения галогенов часто используют общий символ Hal. Hal общий символ галогенов VIIA Фтор F Хлор С1 Бром Вг Иод Астат At • Hai: электронная формула галогенов; до конфигурации благородного газа не хватает одного электрона Химические свойства любого элемента определяются строением его электронной оболочки. У всех галогенов на последнем уровне находится 7 валентных электронов, т. е. до электронной конфигурации благородного газа им не хватает всего одного электрона. Из этого следует, во-первых, их высокая электроотрицательность, а во-вторых — низшая валентность, равная I. Фтор — самый электроотрицательный из всех элементов. От фтора к иоду электроотрицательность уменьшается из-за увеличения числа электронов на внутренних электронных уровнях, которые отталкивают внешние. Из-за высокой электроотрицательности все галогены склонны к образованию ионной связи, причём соответствующий ион имеет заряд —1. Поэтому самая характерная степень окисления галогенов — это —1. Соединения галогенов в этой степени окисления подробно рассмотрены в §41. F Cl Вг I электроотрицательность уменьшается Благодаря наличию одного неспаренного электрона все галогены (кроме фтора) могут ковалентно связываться с более электроотрицательными элементами. При этом галогены проявляют степень окисления -Ь1. Соединение, где хлор содержится в сте- i Химия элементов. Неметаллы Свойства элементов группы галогенов Таблица VII.5 Элемент Фтор F Хлор С1 Бром Вг иод I Электро- отрицательность 4,0 3,1 2,8 2,6 Характерные валентности I (HF) I (НС1, КСЮ) V (КСЮз) VII (НСЮ,,) I (НВг, КВгО V (КВгОз) ) I (HI) V (KIO3) VII (HIO4) Характерные степени окисления -1 (HF) -1 (НС1) -fl (КСЮ) -Ь5 (КСЮз) -t-7 (НСЮ.,) -1 (ИВг) + 1 (КВЮ) +5 (КВгОз) -1 (HI) 1 1 (КЮ) +5 (КЮз) +7 (HIO4) пени окисления +1, хорошо известно в быту — это так называемая «хлорка», содержащая гипохлорит кальция Са(ОС1)2. Гипохлорит кальция, как и все соединения галогенов в степени окисления -1-1, — сильный окислитель. Его применяют для дезинфекции и для отбеливания тканей. Почему фтор не может проявлять степени окисления -г-1? В соединении с каким элементом хлор может проявить степень окисления -г1? При образовании связи с более электроотрицательным элементом атомы галогенов (кроме фтора) могут переходить в возбуждённое состояние, в результате чего одна, две или все три неподе-лённых электронных пары распариваются. Поэтому теоретически все галогены могут проявлять валентности Ш, V и VII, которым соответствуют степени окисления -f3, -1-5 и +1. Однако на практике валентность III галогены проявляют редко. Бром также почти не проявляет валентность VII. Общие свойства галогенов приведены в табл. VII.5. Из соединений галогенов в положительных степенях окисления используется в первую очередь гипохлорит натрия NaClO, хлорная кислота HCIO4 и её соли (перхлораты), а также соли неустойчивой хлорноватой кислоты HCIO3 — хлораты. Поскольку галогены — весьма электроотрицательные элементы, т. е. они «любят электроны», связь галогена с другим электроотрицательным элементом не очень прочная. Поэтому все соединения галогенов в высших степенях окисления не вполне устойчивы. В частности, все они разлагаются при нагревании (а некоторые и без нагревания). Оксиды галогенов разлагаются на простые вещества. Соли Галогены и их соединения кислородсодержащих кислот галогенов при нагревании образуют галогенид и кислород (см. цветной блок: рис. Ц-34): 2КС10з 2КС1 + ЗОз t При аккуратном нагревании КСЮз и КЮз реакция разложения с выделением кислорода конкурирует с реакцией самоокисления, в результате которой из соединения галогена в степени окисления +5 образуются два соединения этого же галогена в степенях окисления —1 и +7: 4КС10з КС1 I ЗКСЮ4 Из всех галогенов на Земле наиболее распространён хлор. В природе хлор встречается в виде хлорида натрия (поваренная соль) в морской воде; существуют залежи поваренной соли — соляные пласты, которые образовались очень давно при испарении морской воды. Бром и иод в виде галогенидов присутствуют в небольших концентрациях в некоторых подземных водах. В отличие от хлора, брома и иода фтор образует чрезвычайно прочную связь с кремнием — главным элементом почти всех минералов земной коры. Поэтому в природе фтор встречается в основном в силикатных горных породах, откуда его очень трудно извлечь. Добывают его из месторождений фторапатита Са5Р(Р04)з или фторида кальция СаРз. Природный источник хлора — NaCI О о это ИНТЕРЕСНО! ХЛОРСОДЕРЖАЩИЕ ОТБЕЛИВАТЕЛИ И ДЕЗИНФИЦИРУЮЩИЕ СРЕДСТВА Простое вещество С1з и соединения хлора в степени окисления +1, как правило, мощные отбеливатели и дезинфицирующие средства. Они легко окисляют красители и разрушают ткани живых организмов, причём любых, в том числе и человека. Самый известный окислитель — хлорная известь (хлорка), которую получают, пропуская хлор в ♦ известковое молоко* — взвесь извести: Са(ОН)з -f CI2 = СаС1з -Ь Са(ОС1)з НзО Гипохлорит-ион С10“ — сильный, а главное, быстрый окислитель. На воздухе хлорка реагирует с углекислым газом: Са(0С1)з -Ь СОз = СаСОз + С1зО | Именно выделяющийся газ С1зО — оксид хлора (I) — придаёт хлорке характерный запах. С1зО — газ, он убивает микроорганизмы, находящиеся в воздухе. Но вдыхать испорченный хлоркой воздух нежелательно — это очень вредно для наших дыхательных путей, прежде всего страдают слизистые носа. Из-за взаимодействия с углекислым газом хлорка быстро теряет свои окислительные свойства при хранении на во.здухе. Химия элементов. Неметаллы БУДЕМ ЗНАКОМЫ! Это соединение впервые получено французским химиком Клодом Луи Бертолле, в честь которого и получило своё тривиальное название. При нагревании легко отдаёт кислород; негигроскопично (т. е. не поглощает влагу из воздуха); относительно дёшево. В смеси со многими горючими веществами взрывается от удара. Такие смеси используются в пистонах. Смесь бертолетовой соли с фосфором загорается от трения. Эта реакция используется в спичках: на головку спички наносят горючую смесь, содержащую бертолетову соль, а на спичечный коробок — состав, содержащий красный фосфор; при трении головки спички о коробок горючая смесь воспламеняется. Почти вся бертолетова соль и идёт на изготовление спичек, и лишь небольшая её часть расходуется при изготовлении пиротехнических составов. Класс: соли КСЮз Номенкла турное название: хлорат калия. Тривиальное название: бертолетова соль. = 357°С, = 400 Контрольные вопросы 40.1. Какое соединение хлора самое распространённое на Земле? 40.2. Возможны ли для фтора положительные степени окисления? 40.3. Каков характер связи в KI? 40.4. Приведите примеры соединений а) хлора -н5 б) брома -1-5 в) иода +5 г) хлора +7 д) иода +7 е) хлора Ч-1 Задание на дом 40.1. Каковы общие свойства всех соединений галогенов в положитель- Оных степенях окисления? 40.2. Напишите реакцию разложения при нагревании а) KCIO4 б) КВгОз в) CI2O7 40.3. Напишите формулу а) хлората магния б) перхлората алюминия О 40.4. Напишите формулы натриевых солей хлорсодержащих кислот. 40.5. Найдите в сети Интернет сообщение на тему «Хлор и его соединения» Ресурсы Видеоматериалы • Свойства хлората калия. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook, .запись ОТ 11-12-2008 12:08 Дополнительные материалы • Зломанов В. 11. Новое в химии галогенов // Соросовский образовательный журнал, 2001, X* 10, с. 46-51. https://window.edu.ru Галогениды и галогеноводороды • Галогены (популярная библиотека химических элементов). https://n-t.ru/ri/ps/pb009.htm, »/pb017.htm, ♦/pb035.htm, */pb053.htm • Иод в воздухе, https://wvfw.krugosvet.ru/articles/104/1010411/1010411al.htm Электронные пособия • Модуль «Прирюдные соединения галогенов», https://fcior.edu.ru § 41 Галогениды и галогеноводороды Рекомендуется повторить: закономерности изменения свойств галогенов в группе (§40), что такое ионообменные реакции (§11), качественные реакции (§ 9), сильные и слабые кислоты (§ 7), окислители и восстановители, что происходит с перманганатом калия в окислительно-восстановительных реакциях (§ 19). — Какие элементы называются галогенами? — Закончите краткую ионную форму уравнения: Ag* + С1~ = ... — Как изменяется электроотрицательпость галогенов от фтора к иоду? Галогеноводороды имеют общую формулу ННа1. ННа1 На|- галогеноводород галогенид-ион Водные растворы галогеноводородов — кислоты. Галоген здесь находится в степени окисления -1. HF, за счёт образования водородных связей кипит при 20 °С, остальные галогеноводороды при комнатной температуре — газы (см. табл. VII.6). Все они превосходно растворимы в воде (табл. VII.б) — настолько хорошо, что вода легко засасывается в колбу, заполненную галогеноводородом («химический фонтан», см. цветной блок: рис. Ц-47). Из-за этого же концентрированная соляная кислота «дымит»: её пары конденсируют на себе влагу из воздуха (рис. 53). Раствор HF — фтороводородная, или плавиковая кислота, НС1 — хлороводородная, или соляная кислота. Галогеноводородные кислоты в водных растворах диссоциируют (см. § 8): HHal -» Н- -f НаГ Фтороводородная (плавиковая) кислота — слабая кислота, а остальные три — сильные. Рис. 53. «Дым» над соляной кислотой Рис. 54. Пробирка, обработанная фто роводородом Химия элементов. Неметаллы Зато фтороводородная кислота обладает уникальным свойством — она способна разъедать стекло, реагируя с главной его составной частью — оксидом кремния (рис. 54): ЗЮг ^ 4HF = SiF4 Т +2НгО Фтороводородная кислота — слабая. Фтороводород реагирует со стеклом. Это связано с тем, что связь Si-F очень прочная. Из-за этого с фтороводородной кислотой работают только в пластиковой или металлической (платиновой) посуде (рис. 55). Можно ли работать с фтороводородом в стеклянной посуде? Рис. 55. Фтороводородную кислоту хранят в пластиковых сосудах Почти все хлориды, бромиды и иодиды металлов растворимы в воде. Исключение — соли серебра и свинца. Именно поэтому нитрат серебра используют как реагент на хлориды, бромиды и иодиды (см. цветной блок: рис. Ц-48): Ag' ч- НаГ = AgHaU(Hal / F). Фторид серебра, наоборот, превосходно растворяется в воде. Зато малорастворимы фториды щелочноземельных и некоторых переходных металлов. Поскольку галогены в галогенидах находятся в низшей степени окисления, они не могут быть окислителями — только восстановителями. При этом их восстановительные свойства усиливаются от фторида к иодиду. Фторид-ион в водном растворе восстановительных свойств вообще не проявляет — окислить его други- Свойства галогеноводородов Таблица VII.6 Галогеноводород HF НС1 НВг HI Темиература кипения, ’С -г 20 -85 -67 -35 Сила кислоты Слабая Сильная Сильная Сильная Восстановительные свойства 7 усиливаются т Растворимость в воде при 20® С, объем/объем воды Неогра- ниченно 480 580 430 Галогениды и галогеноводороды ми реагентами невозможно. Хлорид-ион — очень слабый восстановитель. Чтобы его окислить без нагревания, требуется сильный окислитель вроде перманганата калия в кислой среде. Бромид-ион тоже слабый восстановитель, но сильнее, чем хлорид. Для его окисления без нагревания наряду с перманганатом в кислой среде пригодны и немного более слабые окислители: дихромат калия К2СГ2О7 или оксид марганца (IV) Мп02 (оба — в кислой среде). Что касается иодидов, то их уже можно считать восстановителями средней силы. Иодид-ион можно окислить даже слабыми окислителями, такими как CUSO4 или FeCla: 2CUSO4 + 4KI = I2 -Ь 2CuI i -H2K2SO4 2РеС1з + 2KI = I2 1 2FeCl2 + 2КС1 F- СГ Br~ |- восстановительные свойства усиливаются Такое изменение восстановительных свойств галогенидов связано с тем, что электроотрицательность элементов-галогенов от фтора к иоду уменьшается. С уменьшением электроотрицательности лишний электрон удерживается все слабее и слабее. В лаборатории хлороводород и фтороводород получают по реакции фторидов и хлоридов с концентрированной серной кислотой: 2NaF + H2SO4 = Na2S04 + 2HF Г NaCl (тв) -I- H2SO4 (конц) = NaHS04 - НС11 Почему при получении хлороводорода нельзя использовать водные растворы реагентов? Получить таким способом бромоводород и иодоводород не удаётся, так как концентрированная серная кислота окисляет их до галогенов (см. цветной блок: рис. Ц-46). Из всех галогенидов наиболее масштабно используется поваренная соль NaCl. Её получают из морской воды, добывают из рассолов соляных озёр и из месторождений — подземных соляных пластов. Мировая добыча поваренной соли в 2002 г. составила 192 млн т. Поваренная соль используется сама по себе, а также для получения хлора и гидроксида натрия. На втором месте по использованию — соляная кислота (10 млн т в 2002 г.; рис.56). Фтороводород используют при обработке стекла и получения фтора, а также, что очень важно, в производстве алюминия. Бромоводород и иодоводород применяют в органических синтезах. Хлориды в заметных количествах содержатся в живых организмах. Так, содержание NaCl в крови человека составляет 0,9%. О о о ф щ Химия элементов. Неметаллы Рис. 56. Использование соляной кислоты. 1—химические синтезы: 2 — металлообработка: 3 — регенерация ионообменных смол. Информация предоставлена Research Techart (группа «Текарт») Раствор поваренной соли с массовой долей 0,9% называется физиологическим. Если массовая доля соли в крови выйдет за диапазон 0,8-1,0%, то человек погибнет. Кроме того, в желудочном соке содержится соляная кислота, расщепляющая белки пищи. Концентрация соляной кислоты в желудке может доходить до 1 %. Контрольные вопросы 41.1. Какое агрегатное состояние имеют галогеноводороды при 0°С? 41.2. Что можно сказать о растворимости галогеноводородов в воде? 41.3. Как отличить фториды от остальных галогенидов? 41.4. Как отличить иодиды от остальных галогенидов? ЭТО ИНТЕРЕСНО! ОСМОС В ЖИВЫХ ОРГАНИЗМАХ Попробуйте сделать опыт: нарежьте какие-нибудь овощи (например, огурцы или капусту) и посыпьте их солью. Вы увидите, что через некоторое время овощи «пустят сок* (рис. 57). Дело в том, что мембраны клеток пропускают воду, но не пропускают соль. Вода из клеток стремится разбавить соль во внеклеточном пространстве и вытекает наружу. Перенос вещества через полупроницаемую мембрану, по разным сторонам которой находятся растворы разной концентрации, называется осмосом. С осмосом мы сталкиваемся повсюду в жизни. Именно из-за него соль, насыпанная на рану, вызывает болевые ощущения — она вытягивает воду из прилегающих клеток. Из-за осмоса наша кожа на пальцах «идёт волнами», когда пальцы долгое время находятся в воде. Из-за осмоса человек после долгого купания в море хочет пить. Из-за осмоса солёные растворы оказываются хорошими консервантами, вытягивая жидкость из проникающих в продукты микроорганизмов. Рис. 57. Огурцы, засыпанные солью (слева), пускают сок галогениды и галогеноводороды 41.5. Если на рану попадёт чистая вода — больно. Если на рану попадёт крепкий рассол — тоже больно. Какой раствор поваренной соли при его попадании на рану болезненных ощущений не вызывает? Какова его концентрация? Задание на дом 41.1. Приведите три примера реакций (которые идут со всеми галогено-водородами), иллюстрирующих кислотные свойства галогеноводоро-дов. 41.2. Напищите уравнение реакции раствора нитрата серебра с бромидом кальция. 41.3. При смешивании растворов хлорида железа (III) и иодида калия образуется коричневый раствор (см. цветной блок: рис. Ц-14). Напишите уравнение реакции. 41.4. Какой объём хлороводорода нужно растворить в 1 л воды, чтобы получить 36%-й (по массе) раствор? 41.5. Сколько килограммов 96%-й серной кислоты и поваренной соли нужно, чтобы получить Юл хлороводорода (н.у.)? Ответ округлить до десятых. 41.6. Сколько граммов соды НаНСОз нужно, чтобы нейтрализовать 100 мл пролившейся 36%-й соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл)? 41.7. * Найдите в сети Интернет численность насе- ления на Земле в 2010 г. Какова суточная норма потребления соли для одного человека? Какая доля мировой добычи соли пошла в пищу? 41.8. * Какую массу поваренной соли следовало бы высыпать на дороги Москвы 20 января прошлого года, чтобы растопить весь выпавший снег? Площадь дорог Москвы, температуру и количество выпавшего в тот день снега узнайте с помощью сети Интернет. Температуру замерзания раствора поваренной соли в зависимости от содержания соли в нём (г соли/100 г воды) можно оценить, пользуясь рис. 58. 2. о- -5- -10; Содержание соли, г/ЮОг воды 10 20 30 -15: -25' :г:аг «-♦-»- 1-^- ■ ■»-» rgiji ■VSt- Stir pi ш • 4 • .t-i risk 4 Л Рис. 58 О Ресурсы Видеоматериал ы • Химические свойства соляной кислоты, https://school-collection.edu.ru. Коллекции -> Предметные коллекции Видеоопыты -+ Галогены опыт 21. • Распознавание растворов галогенидов, https://school-collection.edu.ru. Коллекции —> Предметные коллекции Видеоопыты -> Галогены —> опыт 17. Химия -) Неорганическая химия. Химия —к Неорганическая химия. 7 Химия: учебник Х1Я 9 кл. Ч. I 1 Химия элементов. Неметаллы • Реакции стекла с фтороводородом. http:и school-collection.edu.ru, Коллекции —f Предметные коллекции -»• Химия -> Неорганическая химия. Видеоопыты —*■ Галогены —> опыты 18, 20. Дополнительные материалы • Ардашникова Е. И. Неорганические фториды // Соросовский образовательный журнал, 2000, .Vt 8, с. 54-60. https://window.edu.ru Имитация эксперимента • Модуль «Лабораторная работа „Получение соляной кислоты"*, https://fcior.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Общая характеристика галогенов"», https://f cior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Хи.мические свойства соляной кислоты"*, https://f cior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Соляная кислота. Её свойства, получение и применение*, https://fcior.edu.ru G Практическая работа № 9 СВОЙСТВА ГАЛОГЕНИДОВ МЕТАЛЛОВ Рекомендуется повторить: свойства галогенидов металлов (§41), составление уравнений ионообменных (§12) и окислительно-восстановительных (§ 18) реакций, какие бывают окислители и восстановители (§ 19). Задачи 1. Исследовать окислительно-восстановительные и ионообменные свойства галогенидов металлов. Написать уравнения протекающих реакций. 2. Определить, какие вещества содержатся в пробах, выданных учителем. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок (можно дополнительно использовать планшет для капельных реакций), стаканчик для слива с раствором соды. Реактивы. Раствор фторида натрия NaF (~ 3%-й), раствор хлорида натрия NaCl (*-3%-й), раствор бромида калия КВг (~3%-й), раствор иодида калия KI (~3%-й), раствор нитрата серебра AgNOa (~1%-й), раствор хлорида кальция СаС1г (~3%-й), раствор хлорида железа (III) FeCla (~3%-й), раствор серной кислоты H2SO4 (~3%-й), раствор азотной кислоты HNO3 (-- 10%-й), раствор перманганата калия КМПО4 (~2%-й). Некоторые растворы можно приготовить из твёрдых веществ при проведении опыта. Задача 1. ОПЫТ 41.1. Взаимодействие галогенидов с хлоридом кальция. Берут четыре пробирки. В одну наливают раствор NaF, в другую — NaCl, в третью — NaBr, в четвёртую — Nal. Теперь Галогениды и галогеноводороды в каждую из них добавляют раствор хлорида кальция CaCl2. В какой пробирке выпадет осадок? Записывают уравнение протекающей реакции. Д. ОПЫТ 41.2. Взаимодействие галогенидов кальция с азотной кислотой. К осадку, выпавшему в предыдущем опыте, добавляют раствор азотной кислоты. Что наблюдается? Записывают уравнение реакции. Д Эта реакция показывает, что фтороводородная кислота — слабая кислота. Сильная азотная кислота вытесняет её из раствора соли. ОПЫТ 41.3. Качественные реакции на галогениды. Берут четыре пробирки, в одну из них наливают раствор NaF, в другую — NaCl, в третью — NaBr, в четвёртую — Nal. В каждую добавляют раствор нитрата серебра AgNOs. В каких пробирках выпадает осадок? Какого он цвета? Записывают уравнения протекающих реакций. Под каждой формулой осадка указывают его цвет. Д Этот опыт позволяет качественно обнаружить хлориды, бромиды или иодиды. При этом белый осадок хлорида серебра легко отличить от желтоватого осадка иодида. Отличить же при этом бледно-жёлтый бромид от белого хлорида или от желтоватого иодида удаётся не всегда (см. цветной блок: рис. Ц-48). ОПЫТ 41.4. Изучение свойств галогенидов. Берут четыре пробирки. В одну из них наливают раствор NaF, в другую — NaCl, в третью — NaBr, в четвёртую — Nal. В каждую добавляют раствор хлорида железа (III) FeCls. Что наблюдается? Записывают уравнения происходящих реакций. Под каждой формулой подписывают цвет вещества. Д Там, где реакция идёт, галогенид окисляется до галогена Hal2, а железо восстанавливается до Fe(II). ОПЫТ 41.5. Окисление галогенидов перманганатом калия. Берут четыре пробирки. В одну наливают раствор NaF, в другую — NaCl, в третью — NaBr, в четвёртую — Nal. В каждую добавляют раствор перманганата калия КМПО4. Что наблюдается? В те пробирки, в которых реакция не пошла, добавляют раствор серной кислоты H2SO4. Что наблюдается на этот раз? Осторожно нюхают. Запах обусловлен выделением свободных галогенов Hal2. Содержимое пробирок, из которых чувствуется запах, выливают в стаканчик с раствором соды, чтобы остановить выделение галогенов. Д А А я Химия элементов. Неметаллы В этом опыте перманганат калия окисляет галогениды. В нейтральной среде он окисляет иодид до йодата KIO3, а остгшьные галогениды не окисляет вовсе. В кислой среде перманганат становится более сильным окислителем и окисляет до свободных галогенов бромиды и хлориды. Задача 2. Учитель выдаст вам две пробирки с пробами. В них могут находиться растворы галогенидов или дистиллированная вода. Вы должны подобрать подходящие реагенты из исследованных вами и определить, что в какой пробе находится. Пользуясь результатами опытов 41.1, 41,3, 41.4, заполняют таблицу, кроме двух последних столбцов. NaF NaCl NaBr Nal Проба 1 Проба 2 AgNOa CaCla FeCla КМп04 КМПО4 с H2SO4 Выполняют некоторые опыты с пробами и заполняют два последних столбца таблицы. Делают вывод о том, какие вещества содержатся в пробах. 42 Галогены как простые вещества Рекомендуется повторить: закономерности изменения свойств в группе галогенов (§ 40); что такое окислитель и восстановитель (§§ 17, 19). Из курса 8 класса вспомните, чем различаются лабораторные и промышленные способы получения различных веществ. — Откуда предпочтительнее брать сырье для промышленного получения вещества? — Какой из галогенов наиболее электроотрицательный? Как простые вещества все галогены существуют в виде двухатомных молекул Hal2. Температуры плавления и кипения в ряду галогенов (НаЬ) растут от фтора к иоду: фтор и хлор при комнатной температуре — газы (фтор — бесцветный, хлор — зеленоватый), бром — красно-бурая жидкость, иод — твёрдое вещество (см. цветной блок: рис. Ц-35). При нагревании иод образует фиолетовые пары (см. цветной блок: рис, Ц-36), При комнатной температуре — бесцветный газ Вгг — красно-бурая жидкость CI2 — зеленоватый газ I2 — тёмно-фиолетовые кристаллы II Галогены как простые вещества Закипит ли бром, если пробирку с ним поместить в кипящую воду? Расплавится ли иод при тех же условиях? Fj CI2 Вг2 I2 окисляющая способность уменьшается Все галогены — окислители, причём сила галогенов как окислителей уменьшается от фтора к иоду. Газообразный фтор — один из самых сильных известных окислителей, поэтому получить его и работать с ним крайне трудно. Для этого используют платиновые или тефлоновые сосуды. Изменение окислительных свойств от хлора к иоду лучше всего видно на примере вытеснения одних галогенов другими (см. цветной блок: рис. Ц-37): 2КВг -f CI2 = 2КС1 - ВГ2 2KI + Вг2 = 2КС1 + h Галогены активно реагируют с металлами. При этом как скорость, так и тепловой эффект реакции от фтора к иоду падают. В хлоре горят многие металлы, в частности магний, алюминий, железо (см. цветной блок: рис. Ц-38) 2Fe + 3CI2 = 2ГеС1з и даже медь (см. цветной блок: рис. Ц-39) Си -1- CI2 = CuCl2 С безводным бромом активные металлы реагируют бурно, а малоактивные — спокойно (см. цветной блок: рис. Ц-40). С иодом те же металлы, как правило, взаимодействуют спокойно. Галогены реагируют также с водородом, фосфором и серой, причём активность галогенов и здесь уменьшается от фтора к иоду. Есть два галогена, в атмосфере которых может гореть фосфор, в то время как с двумя другими он реагирует спокойно. Что это за галогены? Напишите уравнение реакции, если известно, что в результате образуется галогенид фосфора в низшей валентности. Фтор настолько сильный окислитель, что способен окислять воду: 2F2 -F 2Н2О = 4HF - О2 р2 CI2 Вг2 I2 Галогены • — кипение; о — плавление О Химия элементов. Неметаллы Рис. 59. Использование хлора в промышленности. 1—производство винилхлорида (14%); 2 — производство дихлорэтана (13,5®/о); 3 — производство эпихлоргидрина (5,6%); 4 — производство соляной кислоты (3,8%); 5 — производство мети- ленхлорида (3,5%); 6 — производство хлороформа (3,2%); 7 — производство других веществ (33,9%); 8 — отбеливание бумаги (9,4%); 9 — водоподготовка (9,1%); 10 — прочие нужды (4%). Информация предоставлена Research Techart (группа «Текарт») О о о Оста.чьные галогены ограниченно растворяются в воде, частично с ней реагируя. Водные растворы соответствующих галогенов называются хлорной, бромной и йодной водой (см. цветной блок: рис. Ц-41) и при записи их часто обозначают как С1г ■ aq, Вгг • aq, I2 aq. В присутствии KI растворимость I2 резко возрастает, поэтому в лабораториях чаще всего используют раствор I2 в KI, а не в чистой воде. В растворах щелочей галогены (кроме фтора) окисляют сами себя (диспропорционируют). При комнатной температуре: При нагревании: Hal2 + 2КОН = KOHal -t KHal 3Hal2 + 6KOH = 5KHal -f КНаЮз По этим реакциям получают соединения галогенов в положительных степенях окисления. Из фтора получают тефлон (из него делают антипригарные покрытия), фреоны (химически стойкие хладагенты для холодильных установок), (фторид урана (который используется для разделения изотопов урана). Фтор — настолько сильный окислитель, что его можно получить только электролизом расплавов фторидов. Хлор широко используется в промышленности (рис. 59). Ежегодное мировое производство хлора составляет более 24 млн т. В промышленности его получают электролизом раствора хлорида натрия или раствора хлорида калия. В этом процессе образуется ещё один ценный продукт — NaOH (или КОН): 2NaCl -г 2Н2О Н2 Г CI2 t + 2NaOH на катоде на аноде в растворе Бром используют в органических синтезах, иод — как антисептик в медицине. В лаборатории галогены (кроме фтора) получают, окисляя соответствующие галогениды. Для получения хлора окисляют соляную кислоту. Чаще всего при этом используют перманганат ка- Галогены как простые вещества ЛИЯ KM11O4. Если реакцию проводят без нагревания, образуется тёмно-коричневый осадок МпОг (см. цветной блок: рис. Ц-42): 2КМп04 -Н 8НС1 = ЗС1г Т +2Мп02 * -2КС1 -г 4НгО Ошибочно иногда в качестве продукта восстановления КМПО4 может быть записан МпСЬ — хорошо растворимая соль Мп (П). Однако её раствор почти бесцветен (см. цветной блок: рис. Ц-16), что не соответствует наблюдениям. При нагревании МпОг сам окисляет соляную кислоту: МпОг + 4НС1 = CI2 Т +МпС1г - 2Н2О Эта реакция тоже используется для получения хлора. Она удобнее окисления перманганатом, так как здесь реакцию легко остановить, просто прекратив нагревание. Может ли НС1 восстановить КМПО4 до МпС1г при нагревании? Бром получают окислением бромидов в кислой среде перманганатом калия или оксидом марганца (IV) МпОг. получения иода достаточно слабых окислителей, таких, например, как хлорид железа (III) FeCla. 2ЕеС1з -f 2KI = 2FeCl2 + h + 2КС1 Можно ли получать бром, окисляя бромоводородную кислоту? Если да, почему в лаборатории так не делают? Задание на дом 42.1. Напишите уравнения реакций: а) брома с алюминием; б) хлора с натрием; в) хлора с водородо.м. 42.2. Ниже описаны реакции разных галогенов с водородом. О каком галогене идёт речь в реакции? а) Реакция протекает со взрывом при простом смешивании компонентов. о о ПОЛЕЗНО ЗНАТЬ! ТЕХНОГЕННЫЕ АВАРИИ С РАЗЛИВОМ ХЛОРА Хлор хранят в сжиженном виде в баллонах или специальных контейнерах под давлением. По железной дороге хлор перевозят в специальных цистернах. Больше всего хлора сосредоточено на станциях водоподготовки. На станциях водоподготовки, железнодорожных станциях и по пути следования могут происходить аварии с разливом хлора, который достаточно быстро испаряется и переносится ветром. Если вы почувствуете нарастающий запах хлора, надо дышать через платок, смоченный раствором соды (или хотя бы водой), и выходить из поражённой зоны перпендикулярно направлению ветра. шЛ Химия элементов. Неметаллы б) Реакция протекает при нагревании. в) Реакция протекает со взрывом при освещении или если реакционную смесь поджечь. г) Реакция протекает не до конца — при нагревании устанавливается равновесие. 42.3. Напишите уравнение реакции электролиза КС1 (реакция аналогична электролизу NaCl). 42.4. Сколько граммов КСЮз можно получить из 15 л хлора при его реакции со щёлочью? 42.5. Сколько граммов брома нужно добавить к 100 г горячего 20%-го раствора КОН, чтобы КОН полностью прореагировал? Сколько граммов КВЮз выделится из раствора при охлаждении полученного раствора до 0°С, если растворимость КВЮз при этой температуре 3,1 г в 100 г воды. Не произойдёт ли выделения при этой температуре другого продукта — КВг, если его растворимость 53 г/100 г воды? 42.6* В 2002 г. .мировое производство NaOH составило 44 млн т, а хлора — 24 млн т. Какая доля мирового производства хлора связана с производством NaOH? 42.7? В 2002 г. мировая добыча поваренной соли составила 192 млн т в год, а производство хлора — 24 млн т. Какая доля соли ушла на производство хлора? 42.8. Найдите в сети Интернет видеоматериалы «Опыты с галогенами*, «Получение галогенов*. К ■ Практическая работа № 10 СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ Рекомендуется повторить: свойства галогенов (§42). Задачи 1. Провести качественные реакции на иод. 2. Провести некоторые характерные реакции брома (в виде бромной воды) и иода (в виде водного раствора с KI) и записать их уравнения. 3. Получить хлор, провести с ним некоторые характерные реакции. ли ИН tv^LCiivJ: n itcKHb аслекты химической технологии Хлор и щёлочь получают в одном и том же процессе, а используют в совершенно разных. Если увеличивается потребность в хлоре, щёлочь становится побочным продуктом производства хлора и цена на щёлочь падает. Наоборот, если увеличивается спрос на щёлочь, побочным продуктом становится хлор и падает цена на него. Галогены как простые вещества Реактивы. Раствор иода I2 с иодидом калия KI, бромная вода Вгг • aq (едкий запах!), раствор гидроксида натрия NaOH (едкое вещество!), сульфит натрия ЫагЗОз, гексан СнНц (легковоспламеняющаяся жидкость!), соляная кислота НС1, оксид марганца (IV) М11О2, раствор иодида калия KI, раствор бромида калия КВг, раствор лакмуса, раствор крахмала. Оборудование. Пробирки, штатив для пробирок, штатив с лапкой и муфтой, газоотводная трубка, сливной стаканчик с раствором соды. ОПЫТ 42.1. Растворение брома и иода в различных растворителях. Берут две пробирки. В одну наливают несколько капель раствора иода и добавляют воду до 1 см по высоте. В другую наливают на 1-2 см по высоте бромную воду. В обе пробирки добавляют по нескольку капель гексана. Аккуратно перемешивают содержимое пробирок и ждут, пока в смеси произойдёт расслаивание. В какой цвет окрашивается слой гексана (верхний слой)? Д Галогены хорошо растворимы в неполярном гексане и легко экстрагируются им из водных растворов. С помощью экстракции по характерному цвету экстракта можно легко обнаружить бром и иод в окрашенных неорганических смесях. ОПЫТ 42.2. Получение хлора и исследование его свойств (демонстрационный). В этой реакции выделяется хлор. Проводить под тягой. Не вдыхать! Берут три пробирки. В одну наливают лакмус, в другую — раствор КВг, в третью — KI. Пробирки ставят в штатив. В четвёртую пробирку насыпают 5-7 шпателей оксида марганца (IV) Мп02 и добавляют соляную кислоту НС1. Эту четвёртую пробирку закрепляют наклонно в штативе так, чтобы её можно было нагревать на спиртовке (рис. 60). Затыкают её пробкой с газоотводной трубкой. Кончик газоотводной трубки направляют в пробирку с раствором лакмуса. Начинают нагревать смесь МпОз с НС1. Что наблюдается в пробирке с раствором лакмуса? Когда признаки реакции будут явно заметны, кончик трубки с выделяющимся хлором переносят в пробирку с раствором КВг. Что наблюдается там? Когда признаки реакции будут заметны и там, трубку с выделяющимся хлором переносят в пробирку с раствором KI. Наблюдения записывают. Нагревание прекращают. Д Рис. 60. Получение хлора и исследование его свойств Химия элементов. Неметаллы А А Все три реакции (с лакмусом, с КВг и с KI) демонстрируют окислительные свойства хлора. Он способен обесцвечивать многие органические красители, что видно на примере лакмуса. Поэтому хлор используют для отбеливания тканей. ОПЫТ 42.3. Взаимодействие хлора с бромидом и иодидом калия. В пробирки с продуктами реакции хлора с КВг и хлора с KI добавляют по нескольку капель гексана и аккуратно перемешивают. Ждут, пока содержимое пробирок расслоится. В какой цвет окрашивается слой гексана (верхний слой)? О чём это говорит (см. опыт 42.1)? Д Запишите наблюдения и уравнения реакций КВг и KI с Под формулами веществ укажите их цвет. CI2. ОПЫТ 42.4. Качественная реакция на иод. Готовят очень разбавленный раствор иода. Для этого в пробирку капают одну каплю концентрированного раствора иода и доливают воды до высоты 2-3 см. Выливают почти весь полученный раствор; надо, чтобы на стенках пробирки осталось лишь несколько капель. Снова в эту же почти пустую пробирку наливают воду на 2-3 см по высоте. К полученному бледно-жёлтому раствору добавляют несколько капель раствора крахмгила. Какой цвет приобретает полученная смесь? Д Крахмал — реактив на иод. Запомните этот опыт: крахмал — очень важный реагент на иод в водных растворах, что может пригодиться в быту, особенно для обнаружения крахмала (к пробе добавляют йодную воду). ОПЫТ 42.5. Свойства йодной и бромной воды. В пробирку насыпают один шпатель ЫагЗОз, добавляют воду на 2-3 см по высоте и растворяют вещество. Полученный раствор делят на две пробирки. В одну пробирку добавляют по каплям раствор иода, перемешивая после каждой капли. В другую добавляют бромную воду. Что наблюдается? Д В этой реакции иод и бром проявляют свойства окислителя. Напишите уравнение реакции, если сульфит окисляется до сульфата. Под формулами укажите цвет веществ. ОПЫТ 42.6. Сравнение окислительных свойств брома и иода. В пробирку наливают раствор KI и добавляют бромную воду. Что наблюдается? В полученный раствор добавляют несколько капель гексана, перемешивают и ждут, пока содержимое пробирки расслоится. В какой цвет окрашивается слой гексана? Напишите уравнение реакции. Под формулами укажите цвет Галогены как простые вещества веществ. В этой реакции бром вытесняет иод из иодида. Это значит, что бром более сильный окислитель, чем иод. Д, ОПЫТ 42.7. Реакция диспропорционирования брома и иода. В две пробирки наливают раствор NaOH на 2-3 см по высоте. В одну добавляют такой же объём бромной воды Вгг • aq, в другую — несколько капель иода. Что наблюдается? Д Эти реакции демонстрируют способность галогенов диспропор-ционировать в растворе щёлочи. Напишите уравнения реакций. Можно считать, что при комнатной температуре бром и иод окисляются до степени окисления -t-5. Под формулами укажите цвет веществ. /'X Домашний эксперимент Изучение свойств йодной настойки 1. Можно самостоятельно приготовить раствор иода в подсолнечном масле. Для этого капните немного йодной настойки в воду, добавьте несколько капель подсолнечного масла и хорошо перемешайте. Иод растворяется в масле лучше, чем в воде. Масло с растворённым иодом всплывёт (см. цветной блок: рис. Ц-43). 2. Твёрдый иод можно выделить из йодной настойки. Для этого йодную настойку нужно разбавить в 5-10 раз водой. В воде иод растворим гораздо хуже, чем в спирте, поэтому он выпадет в осадок. 3. Бабушкин способ лечения ангины — полоскание горла тёплым раствором соды с иодом — имеет под собой глубокий химический смысл. Налейте в чашку или эмалированную кружку две столовых ложки воды и растворите в них половину чайной ложки питьевой соды ЫаНСОз. Теперь добавьте 20 капель йодной настойки и нагрейте полученную смесь на плите или в микроволновой печи (в подходящей посуде). Раствор обесцветится и приобретёт характерный медицинский запах. При охлаждении из раствора выпадет бледно-жёлтый осадок (см. цветной блок: рис. Ц-44). Это йодоформ CHI3. Он образуется при взаимодействии спирта с иодом в щелочной среде и обладает сильным дезинфицирующим действием. 51г ■+• С2Н5ОН -I- ТЫаНСОз = CHI3 i -b7NaI + 8СО2 - 6Н2О 4. При помощи иода можно обнаружить крахмал в самых разных продуктах. Капните разбавленную йодную настойку на хлеб или срез картофеля — в этих продуктах содержится крахмал, поэтому они окрасятся в синий цвет (см. цветной блок: рис. Ц-45). Крахмал также содержится в бумаге для принтеров. А вот в сметане, йогуртах или колбасе крахмала не должно быть1 Если они дают с иодом синюю окраску, значит, вы имеете дело с фальсифицированным продуктом. 5. Чтобы убедиться в дезинфицирующих свойствах отбеливателей или йодоформа, полученного вами в опыте 3, можно проделать следующий эксперимент. Сварите крахмал, для чего разведите половину Химия элементов. Неметаллы чайной ложки крахмала в стакане холодной воды и прокипятите 5-10 минут. Оставьте полученный раствор на одни сутки на воздухе, после чего разлейте в два стакана. В один стакан добавьте несколько капель взвеси йодоформа (или несколько крупинок отбеливателя). Стаканы прикройте бумажными «крышками» и оставьте в тёплом месте. Через 2-3 дня в стакане без йодоформа (или отбеливателя) вырастет плесень, а в стакане с йодоформом (или отбеливателем) не будет никакой плесени. 6. При помощи иода можно делать надписи на металлических поверхностях. Накапайте на поверхность металла расплавленный парафин (со свечки). Аккуратно, чтобы не поцарапать металл, процарапайте парафин, сделав надпись. Налейте в полученные бороздки спиртовой раствор иода. На следующий день удалите парафин и вы увидите вытравленную надпись. Ресурсы Видеома териалы • Различные реакции галогенов. https://school-collection.edu.ru. Коллекции • > Предметные коллекции —> Химия -> Неорганическая химия. Видеоопыты -» Галогены • Опыты с галогенами. https://experiment.edu.ru/catalog.asp —> Галогены • Тонкости получения хлора. https://blogs.mail.ru/community/chem-textbook/, запись от 04-10-2008 20:27 • Получение и свойства х.ториой воды, https://blog6.mail.ru/community/chem-textbook, запись от 27.10.2008 19:05. Дополнительные материалы • Сидоров Л. Н. Молеку.лярный и атомарный фтор // Сорюсовский образовательный журнал, 2000, №8, с. 61-68. https://window.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Способы получения галогенов*'», https://fcior.edu.ru Тесты электронные • Модуль «Тесты „Химические свойства галогенов**», https://fcior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Физические свойства галогенов и их получение», https://fcior.edu. ru • Модуль «Химические свойства галогенов», https://fcior.edu.ru Тренировочные задания по теме «Неметаллы» 1. Осуществите цепочки превращений (одна стрелка — одно уравнение реакции). а) С1г НС1 -<• NaCl -» CI2 б) H2S SO2 -» КагЗОз КазЗО., в) C0CI2 -*• CoS SO2 ^ H2SO., -» На г) H2SO4 -> SO2 3 - AlaSii ^ А12(304)з д) N0 + N02 HNO3 -» Pb(N03)2 ^ О2 Тренировочные задания по теме «Неметаллы» (две реакции; цинк образует аммиачные е) (NH4)2S04 NH4CI ^ NH3 -> N2 ж) H2SO4 ^ НС1 -+ СЬ -> Вг2 -> H2SO4 ^ N02 з) Р Р2О5 КазР04 AgsP04 ^ Н3РО4 и) CI2 -!• КСЮз ^ О2 Р2О3 -f N2O5 -> HNO3 —> AgNOs —> Ag2C03 —> СО2 к) Si —^ ЗЮз —^ CaSiOs ^— СаСОз <— Са(0Н)2 ^— СаО ^— Са i— CaCl2 л) СаСОз ^ СО2 ^ МагСОз —> МазЗЮз 2. Напишите уравнения реакций а) ВЮз + HF = б) SO2 + I2 + Н2О = в) NiS + 02-^ г) ZnS + НС1 = д) N82804 + СаС1г = е) H2SO4 (конц.) + NaN03 ж) H2SO4 (конц.) + РЬ з) HNO3 (конц.) + РЬ = и) NH3 • Н2О + ZnCl2 = комплексы) к) Na3P04 + Н3РО4 = (две реакции) л) НРОз + НгО = м) Cas(OH)(P04)3 + НС1 = н) ЗЮз + HF = о) 310з + К2СО3 —у п) Na2C03 СО2 “Ь Н2О = 3. Оксид углерода (II) образуется при промышленном получении многих веществ. Этот газ ядовит, поэтому нельзя допустить его выбросов в атмосферу. Что можно сделать с этим газом, чтобы он не оказался в атмосфере? 4. Сколько граммов алюминия нужно взять, чтобы он полностью прореагировал с 5 г серы? Какой объём сероводорода может выделиться из полученного сульфида? 5. При обработке 100 г раствора N82804 избытком раствора хлорида бария выпало 5,13 г белого осадка. Какова массовая доля N82804 в исходном растворе? 6. На воздухе прокалили 50 г CuS. Насколько уменьшилась масса твёрдого вещества? Потерями вещества с пылью пренебречь. 7. Какую массу сульфида свинца можно осадить из 100 г 5%-го раствора РЬ(НОз)г? Какой объём сероводорода для этого понадобится? 8. Нитрит натрия в лаборатории получают нагреванием нитрата натрия со свинцом: РЬ -I- NaNOs = РЬО -f NaN02 Сколько граммов свинца и нитрата натрия потребуется для получения 10 г нитрита? 9. Какой объём аммиака можно выделить из 10 г сульфата аммония? 10. Какие из газов легче воздуха, а какие — тяжелее: СН4, СО, SO2, NO2, СО2 (средняя молярная масса воздуха 29). Химия элементов. Неметаллы 11. Сколько килограммов угля, оксида кремния и фосфорита потребуется для получения 100 кг фосфора? Какой объём СО при этом образуется? 12. Какой объём газа может выделиться при обработке 15 г мела СаСОз избытком соляной кислоты? 13. Во сколько раз газовая смесь, полученная газификацией угля, легче воздуха? Ресурсы Тесты электронные • Модуль «Тесты по теме „Азот и его соединения"«, http; //f cior. edu. ru • Модуль «Тесты по теме „Общая характеристика неметаллов"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тесты по те.ме „Характеристика неметаллов по положению в Периодической системе Д. И. Менделеева"», https://fcior.edu.ru Тренажёры электронные • Модуль «Тренажёр „Генетический ряд неметалла"», https://fcior.edu.ru • Модуль «Тренажёр „Характеристика элемента не.металла по положению в Периодической системе"», https://f cior.edu.ru Электронные пособия • Модуль «Характеристика эле.мента-неметалла по положению в Периодической системе», https://fcior.edu.ru ОТВЕТЫ И РЕШЕНИЯ 9.5. а) 16,3 г, б) 8,2 г. 9.6. а) 24,5 г, б) 16,3 г. 11.5.12,2 г. 11.6.18,2 г. 23.1. 0,00025 моль/(л ■ с) 24.3. В 4 раза. 24.4. В 100 раз. 41.4. 345 л 41.5. 45,6 г Нг804, 26,1 г NaCl. 41.6.98 г. 42.4. 27 г 42.5. 28 г брома, 7,5 г КВгОз выпадет, КВг не выпадет, так как его образуется только 35 г, а в 80 г воды растворяется 42 г. 42.6. 62% 42.7. 20% 38.2. 1,8 г алюминия и 3,2 г серы. 38.3. 2,24 л. 39.4. 4,4. 39.5. 84% 39.6. 43,5 г Zn, 328 г раствора H2SO4. 13.2. Чуть больше одной (1,1) молекулы. 13.3. 47г. 37.3. а) 46%. б) 28%, в) 12% 37.4. 12,8кг 32.6. 6,2 г. 32.7. В 3,4 раза. 34.8. 222 кг Ыа^СО», 209 кг СаСО.з, 753 кг Si02. Т.3-4. 2,8 г алюминия, 3,5 л H2S. ТЗ-5. 3,13%. ТЗ-6. На 8.3 г. ТЗ-7. 3,61г, 0,.34л. ТЗ-8. 12,3 г NaNO.,, 30 г РЬ. Т.3-9. 3,4 л. ТЗ-10. Легче — СН4 и СО. Т.3-11. 193 кг угля, 500 кг фосфорита, 290 кг Si02, 361 м® СО. 27.2. 14 т. 27.3. 8 г А1 и 12 г NaOH. Щёлочь должна быть в избытке. 27.4. 75% РегОз и 25% А1. 30.3. 35%. Т.3-6. 7 л Нз, 20.3 г цинка, 30,6 г H2SO4. ТЗ-7. 7,5 г РегОз и 2,5 г А1. Т.3-8. 0,83 т. РУССКО-АНГЛИЙСКИЙ СЛОВАРЬ ДЛЯ ПОИСКА ИНФОРМАЦИИ ПО ХИМИИ НА АНГЛОЯЗЫЧНЫХ САЙТАХ СЕТИ ИНТЕРНЕТ Совет. Наиболее надёжный способ поиска перевода научного термина на иностранный язык заключается в следующем. Сначала находят статью, посвящённую данному термину, в русскоязычной Википедии. Для этого в адресной строке браузера набирают https://ru.wikipedia.org/, попадая на главную страницу Вики-педии. На ней в строку поиска (в левой части страницы) вводят нужный термин. Если появляется посвящённая ему статья, в левой части страницы появляется список других языков, на которых есть соответствующая статья. Выбирают нужный язык и читают название статьи на этом языке. Автотрофный организм autotroph агрохимия agrochemistry азот nitrogen азотная кислота nitric acid аккумулятор rechargeable battery, stora battery алкан alkane аллерген allergen алмаз diamond алюминий aluminium алюминия оксид alumina аммиак ammonia амфотерный amphoteric аналитическая реакция test аналитический реагент test (for) анод anode анодирование anodizing Белок protein бензин petrol (англ.), gasoline (амер.) бертолетова соль potassium chlorate бертоллиды berthollides битум asphalt бриллиант diamond бром bromine бронза bronze Русско-английский словарь Вакансия ван-дер-ваальсов водород водородная связь восстановитель второй закон термодинамики Галогенид гетерогенный гетеротрофные организмы гидроксильная группа гидролиз гипс гликоген гомогенный гомологи гормон гудрон Дальтониды двигатель дегидратация денатурация (белка) дизельное топливо диспропорционирование донор (электрона) донорно-акцепторная связь Железо жир Закон постоянства состава закон Либиха vacancy van der Waals hydrogen hydrogen bond reductant second law of thermodynamics halogenide heterogeneous heterotrophs, chemoorganotrophy hydroxyle hydrolysis gypsum glycogen homogeneous homologous series hormone tar daltonides engine dehydratation denaturation (of protein) diesel fuel, gasoil disproportionation, dismutation electron donor, Lewis base coordinate bond, dative bond (устар.) iron lipid (хим.), fat (пищ.) law of definite proportions, law of constant composition Liebig’s Law of the Minimum, Law of the Minimum Известковая вода известняк известь известь хлорная изомеры изоморфизм иод ионообменная реакция ионы lime water limestone lime calcium hypochlorite isomers isomorphism iodine ion exchange ions Калий карбоксильная группа potassium carboxyle Русско-английский словарь карбоновые кислоты катализатор катод кварц керосин кинетика кислая соль кислород кислота клатрат кокс комплекс комплексное соединение комплексообразование комплементарность конверсия метана конкурирующие реакции координационное число коррозия крахмал крекинг каталитический кремний кремния оксид carboxylic acid catalyst cathode quartz kerosene kinetics acid salt oxygen acid clathrate, gas hydrate coke complex, coordination compound complex, coordination compound complexation complementarity methane conversion parallel reactions, secondary process coordination number corrosion starch cracking silicon silica Латунь летальная доза, ЛД лиганд лимитирующая стадия лимитирующий ресурс brass lethal dose, LD ligand limiting stage limiting factor Магний металлотермия месторождение метаболизм металлическая связь метан механизм реакции молекула мыло magnesium metallothermic reaction deposit, field metabolism metallic bonding methane mechanism molecule soap, detergent Насыщенные углеводороды натрий ненасыщенные углеводороды непредельные углеводороды нефть saturated hydrocarbons, alkanes sodium unsaturated hydrocarbons unsaturated hydrocarbons petroleum Обмен веществ окислитель metabolism oxidant Русско-английский словарь окислительно-восстановительные реакции оксид октановое число олеум органическая химия органические соединения осмос осмотический основание основная соль Параллельные реакции пассивирование патина пептид печень пластмасса полимер полисахарид полиэтилен полупроводник полуреакция полуреакция восстановления полуреакция окисления почки предельный углеводород принцип Ле-Шателье прионы прогноз промежуточный продукт пространственная формула Равновесие радикал реакция риформинг каталитический руда ряд активности металлов Сажа самоокисление связь сера серная кислота сигнальная молекула сила силикагель redox reactions oxide octane number oleum organic chemistry, organics organic compounds, organics osmosis osmotic base base salt parallel reactions, secondary process passivation patina peptide liver plastic polymer polysaccharide polyethylene semiconductor half reaction reduction oxidation kidney alkane, saturated hydrocarbon Le Chatelier’s Principle prions forecast intermediate structural formula equilibrium, chemical equilibrium radical reaction catalytic reforming ore reactivity series, activity series soot disproportionation, dismutation bond sulfur (амер.), sulphur (англ.) sulphuric acid messenger, chemical messenger strength silica gel Русско-английский словарь силикаты синтез синтез-газ скорость реакции сода питьевая сода стиральная соединения переменного состава соль спирт сталь степень окисления сульфат Тепловой эффект реакции термит токсичное вещество Угарный газ углеводород углевод углекислый газ углерод угольная кислота уксусная кислота Фармакокинетика фермент физиологический раствор фосген фосфор фосфорная кислота фотосинтез фрагмент (молекулы) фтор функциональная группа Химический источник тока хлор хлорид хлорка Царская водка Чугун Экзотермический электролиз silicates synthesis synthesis gas reaction’s rate household soda washing soda non-stoichiometric compounds salt alcohol steel oxidation state sulphate number, oxidation heat of reaction thermite toxicant carbon monooxide hydrocarbon carbohydrate carbon dioxide carbon carbonic acid acetic acid pharmacokinetics enzyme normal saline, physiological saline, isotonic saline phosgene phosphorous phosphoric acid photosynthesis moiety fluorine functional group electrochemical cell chlorine chloride calcium hypochlorite aqua regia pig iron exothermic electrolysis электролит электролитическая диссоциация энергетически разрешённая реакция энергетически запрещённая реакция энергетическая ценность эндотермический энтропия этерификация этиловый спирт Яд Русско-английский словарь electrolyte dissociation favored reaction disfavored reaction energy value endothermic entropy etherification ethanol, ethyl alcohol poison, toxicant ТЕРМИНЫ, ИЗУЧЕННЫЕ В 8 КЛАССЕ мо- но- Абсорбцня (от лат. absorptio — поглощение) — поглощение веществ из газовой смеси жидкостями или, реже, твёрдыми телами Анион—отрицательно заряженный ион Атомная масса относительная (Аг) — отношение массы атома к массы нуклида 12с Возгонка (или сублимация) — переход из твёрдого состояния вещества в газообразное Высшая валентность — максимальная валентность, котору жет проявлять элемент. Высшая валентность совпадает мером группы в Периодической системе элементов Высший оксид — оксид, в котором центральный элемент проявляет высшую валентность Гидратация (от греч. «гидро* — вода) — присоединение воды к молекулам, атомам или ионам Гидратация оксида — реакция соединения оксида с водой, в результате чего получается гидроксид Гидроксид — химическое соединение, в состав которого входят три элемента, среди которых обязательно присутствуют водород и кислород Горение — химическая реакция, протекающая с выделением большого количества энергии в виде тепла и света Дегидратация — отщепление воды от молекул химических соединений Дегидратация гидроксида — реакция разложения гидроксида на воду и оксид Доля — отношение части к целому Доля массовая ш — отношение массы компонента к общей массе смеси (безразмерная величина) Закон сохранения массы — общая масса продуктов реакции равна массе реагентов, вступивших в реакцию Замещения (вытеснения) реакция — реакция, в которой из двух веществ получается два новых, причём один из реагентов целиком входит в состав продукта Изотопы (от греч. «изос»—одно и «топос»—место) — нуклиды одного элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разные массовые числа Катион — положительно заряженный ион Термины, изученные в 8 классе Кипение — испарение по всему объёму вещества Кислотность основания — число групп —ОН в молекуле основания Кислотный остаток имеет формулу состава, которая остаётся от формулы состава кислоты, если от неё отбросить символы водорода Количественный состав вещества — молярное соотнощение, в котором элементы входят в состав вещества Конденсация — переход из газообразного состояния в жидкое или твёрдое Массовая доля uj — отношение массы компонента к общей массе смеси (безразмерная величина) Метагидроксид — гидроксид, содержащий одну или две ОН-группы Моль — единица измерения количества вещества. Это такое количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц (атомов или молекул), что и 12 г нуклида углерода Молярная масса М — масса 1 моль вещества. Измеряется в г/моль Молярный объём Vm—объём, который занимает 1 моль газа. Измеряется в л/моль. При н. у. Vm = 22,4 л/моль Нормальные условия (н. у.): температура 0°С и давление 1 атм или 101 325 Па Нуклид — совокупность атомов с одинаковым числом протонов и нейтронов Обобщённая реакция нейтрализации — реакция кислоты или кислотного оксида с основанием или основным оксидом, в результате которой образуется соль и, если хотя бы один из реагентов — гидроксид, вода Оксид— соединение двух элементов, один из которых — кислород Высший оксид — оксид, в котором центральный элемент проявляет высшую валентность Кислотный оксид — оксид, соответствующий кислоте Основный оксид — оксид, соответствующий основанию Ортогидроксид — гидроксид, содержащий три или больще ОН-групп Основность кислоты указывает число атомов водорода в формуле состава Относительная атомная масса (Аг) — отношение массы атома к i массы нуклида Пассивирование — процесс образования тонкой и прочной оксидной плёнки на поверхности металла, после чего резко замедляется его о::.: ;н- Л:;- (р'-кавление) Плавление— i;i |H j и;: гвёрдого состояния вещества в жидкое Термины, изученные в 8 классе ве- ве- це- Пластичность — способность изменять форму под плавной нагрузкой и сохранять новую форму после снятия нагрузки Разложение — тип реакций, при котором из одного вещества образуются два или более Раствор — однородная смесь не менее двух веществ Растворимость — масса вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя при данных условиях Растворитель — жидкость, в которой растворяются другие щества Реагент — вещество, вступающее в химическую реакцию Реакция вытеснения (замещения) — реакция, в которой из двух ществ получается два новых, причём один из реагентов ликом входит в состав продукта гидратации (от греч. «гидро»—вода) — присоединение воды к молекулам, атомам или ионам замещения (вытеснения) — реакция, в которой из двух веществ получается два новых, причём один из реагентов целиком входит в состав продукта нейтрализации — реакция между кислотой и основанием, в результате которой образуется вода и соль нейтрализации обобщённая — реакция кислоты или кислотного оксида с основанием или основным оксидом, в результате которой образуется соль и, если хотя бы один из реагентов — гидроксид, вода обмена — реакция, в которой из двух веществ получается два новых, причём реагенты обмениваются своими составными частями прямая — реакция от реагентов к продуктам обратная — реакция от продуктов к реагентам разложения — реакция, в которой из одного вещества образуется два или более сложная — состоящая из последовательности нескольких простых реакций соединения — реакция, в которой два (или более) вещества превращаются в один продукт Соединение (сложное вещество) — вещество, состоящее из атомов разных элементов Соответствующие оксид и гидроксид содержат один и тот же центральный элемент в одинаковой валентности Стехиометрическое соотношение веществ, вступающих в реакцию, показывает отношение коэффициентов в уравнении реакции Сублимация (возгонка) — переход из твёрдого состояния вещества в газообразное Термины, изученные в 8 классе Схема реакции — запись, показывающая, какие вещества вступают в реакцию и какие образуются в результате реакции Температура воспламенения — температура, до которой нужно нагреть смесь паров жидкости с воздухом, чтобы жидкость загорелась вспышки — температура, при которой концентрация паров в воздухе достаточна для того, чтобы при нагревании смесь паров и воздуха загорелась Уравнение реакции — запись, показывающая, какие вещества и в каком количестве вступают в реакцию и какие вещества и в каком количестве получаются в результате реакции Фазовые переходы — переходы между агрегатными состояниями вещества Формула состава — химическая формула вещества, отражающая его качественный и количественный состав Химическая реакция — процесс превращения одних веществ в другие Центральный элемент оксида — второй элемент (кроме кислорода), входящий в состав оксида Щёлочь — гидроксид щелочного металла Электрон (е~) — элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом, входящая в состав всех атомов Элемент центральный оксида — второй элемент (кроме кислорода), входящий в состав оксида химический — совокупность атомов с одинаковым числом протонов, т. е. с одинаковым зарядом ядра ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ Агрохимия, ч 2 58 Азотная кислота, ч 1 162 Алкильные, ч 2 7 Аллерген, ч 2 70 Аммиак, ч 1 63 Амфотерное соединение, ч 1 72 Амфотерный, ч 1 72 Анод, ч 1 93 Анодирование, ч 1 136 Атомная кристаллическая решётка, ч 1 22 Белок, ч 2 43 Бертолетова соль, ч 1 188 Битум, ч 2 17 Бронзы, ч 1 131, 132 Валентные электроны, ч 1 11 Валентный электрон, ч 1 10 Внешняя сфера, ч 1 68 Восстановитель, ч 1 78 Вторичная структура белка, ч 2 44 Гидроксильная группа, ч 2 19 Гидролиз, ч 2 38 Гидросульфаты, ч 1 180 Гликоген, ч 2 39 Гормоны, ч 2 35 Гудрон, ч 2 17 Денатурация белка, ч 2 45 Диспропорционирование, ч1 78 Донорно-акцепторная связь, ч 1 64 Дюрали, ч 1 131, 132 Жиры, ч 2 39 Закон постоянства состава, ч 1 15 Известь хлорная, ч 1 187 Изомеры, ч 2 5 Ионная кристаллическая решётка, ч 1 23 Ионная связь, ч 1 13 Ионообменная реакция, ч 1 52 Карбоксильная группа, ч 2 19 Карбоновые кислоты, ч 2 19 Катализатор, ч 1 106 Каталитический яд, ч 1 108 Катод, ч1 93 Кварц, ч 1 148 Кинетика, ч 1 101 Кислая соль, ч 1 41, 43 Кислоты, ч 1 32 Ковалентная связь, ч1 11 Кокс, ч 1 122 Комплекс, ч 1 68 Комплексная частица (комплекс), ч 1 68 Комплексная частица, ч 1 68 Комплексное соединение, ч 1 68 Комплементарность, ч 2 35 Координационное число, ч1 68, 69 Коррозия металла, ч 1 133 Краткое ионное уравнение, ч 1 46, 53 Крахмал, ч 2 38 Крекинг каталитический, ч 2 18 Латуни, ч 1 131, 132 Летальная доза, ч 2 65 Лиганды, ч 1 68 Лимитирующий ресурс, ч 2 59 Магниетермия, ч 1 128 Магниетермия , ч 1 112 Месторождение металла, ч 1 127 Метаболизм, ч 2 34 Предметный указатель Металлическая кристаллическая решётка, ч 1 23 Металлическая связь, ч 1 23 Минерал, ч 1 127 Молекула, ч 1 15 Молекулярная кристаллическая решётка, ч 1 22 Молекулярное уравнение, ч 1 53 Несолеобразующий 126 оксид, ч 1 Обмен веществ, ч 2 34 ОВР, ч 1 78 Окислитель, ч 1 78 Окислительно-восстановительная двойственность, ч 1 87 Окислительно-восстановительная реакция (ОВР), ч 1 78 Оксид, ч1 76 Октановое число, ч2 17 Олеум, ч 1 183 Органическая химия, ч 2 4 Органические соединения, ч 2 4 Осмос, ч 1 192 Основная соль, ч1 43 Оснбвная соль, ч 1 43 Основания, ч1 32 Пассивирование, ч 1 182 Патина, ч 1 133 Пептид, ч 2 43 Первичная структура, ч 2 43 Передел чугуна, ч 1 123 Пластмассы, ч 2 26 Полимеры линейные, ч 2 25 Полимеры, ч 2 25 Полисахарид, ч 2 38 Полисахариды, ч 2 38 Полуреакция восстановления, ч1 79 окисления, ч1 79 электронная, ч1 79 Полное ионное уравнение, ч 1 53 Правило Вант-Гоффа, ч 1 104 Пространственная формула, ч 1 17 Простые ионы, ч 1 37 Пути влияния на биохимические процессы, ч 2 36 Радикал, ч1 157 Реагент на вещество, ч 1 48 Реактопласты, ч 2 26 Реакция комплексообразования, ч 1 68 Реакция этерификации, ч 2 22 Регулярные полимеры, ч 2 25 Риформинг каталитический, ч 2 18 Руда металлическая, ч 1 127 Ряд активности металлов, ч 1 90, 91 Сигнальные молекулы, ч 2 36 Силикагель, ч 1 150 Силикаты, ч1 148 Скорость химической реакции, ч 1 101 Слабый электролит, ч 1 33 Сложные ионы, ч 1 37 Сода питьевая, ч1 142 стиральная, ч1 142 Соли кислые, ч 1 41, 43 основные, ч 1 43 средние, ч 1 41 Соответствующие оксид и гидроксид, ч 1 76 Спирты, ч 2 19 Средняя соль, ч1 41, 43 Стали, ч 1 131, 132 Степень окисления, ч 1 74 Строение молекулы, ч 1 16 Структурная формула, ч 1 16 Субстрат, ч 2 35 Сульфаты, ч 1 180 Тепловой эффект реакции, ч 1 97 Термит, ч 1 116 Токсикология, ч 2 65 Токсичное вещество (яд), ч 2 65 Третичная структура белка, ч 2 45 Углеводородный радикал, ч 2 7, 8 Углеводы (сахара), ч 2 38 Углеродный скелет, ч 2 3 ПРЕДМЕТНЫЙ УКАЗАТЕЛЬ Удобрения основные, ч 2 61 подкормка, ч 2 61 припосевные, ч 2 61 Фармакокинетика, ч 2 76 Фермент, ч 1 108 Фермент, ч 2 35 Физиологическая кислотность, ч2 61 Физиологический раствор, ч 1 192 Функциональная группа, ч 2 6 Химия элементов, ч 1 110 Хлорка, ч 1 187 Царская водка, ч1 162 Чугун, ч 1 123 Экзотермическая реакция, ч 1 97 Электроотрицательность, ч 1 12 Электролиз, ч1 93 Электролитическая диссоциация, ч 1 31 Электронная формула, ч 1 11 Электронное уравнение полуре-акции, ч1 79 Электронный баланс, ч 1 81 Электроотрицательность, ч 1 12 Эндотермическая реакция, ч 1 97 Энергетическая ценность, ч 2 50 Яд, ч 2 65 ОБОЗНАЧЕНИЯ УСЛОВИЙ ПРОВЕДЕНИЯ РЕАКЦИЙ 4 выпадение осадка |о|^ окислитель t выделение газа А давление нагревание кат^ катализатор hu свет обратимая реакция электролиз ОГЛАВЛЕНИЕ предисловие................................................ 3 Как пользоваться учебником................................. 4 1 лав^ . Химическая лаборатория.......................... 7 § 1. Техника безопасности........................... 7 I ' ава 'I. Химическая связь и строение вещества......... 10 § 2. Образование химической связи................... 10 § 3. Молекулы и структурные формулы................. 15 §4. Форма молекул и межмолекулярные связи........... 17 § 5. Типы кристаллических решёток.................... 21 § 6. Растворение веществ............................. 27 § 7. Электролитическая диссоциация................... 30 Глава III. Реакции ионного обмена........................ 37 § 8. Уравнения электролитической диссоциации......... 37 § 9. Кислые и основные соли.......................... 41 § 10. Краткие уравнения реакций ионного обмена. Качественные реакции..................................... 44 § 11. Формы записи уравнений реакций ионного обмена . 52 § 12. Составление уравнений ионообменных реакций.... 56 § 13.Основные свойства аммиака....................... 63 § 14. Комплексные соединения......................... 67 § 15. Амфотерность................................... 71 I лава :V Окислительно-восстановительные реакции.......... 74 § 16. Степень окисления.............................. 74 § 17.Что такое окислительно-восстановительная реакция. 78 § 18.Коэффициенты в уравнениях окислительно-восстановительных реакций.................................. 80 § 19. Окислители и восстановители.................... 85 §20. Ряд активности металлов......................... 89 § 21. Электролиз..................................... 93 Глава V. Условия протекания химической реакции........... 96 §22.Тепловой эффект химической реакции.............. 96 § 23.Что такое скорость химической реакции.......... 100 § 24.0т чего зависит скорость химической реакции....102 § 25.Катализаторы .................................. 106 Глава VI. Химия элементов. Металлы....................... 110 § 26. Щелочные и щелочноземельные металлы......... 110 § 27. Алюминий...................................... 115 Оглавление § 28. Железо........................................ 120 § 29. Металлы. Обзор свойств........................ 125 § 30.Стали и сплавы................................. 130 § 31. Коррозия и защита от неё...................... 133 Глава VII. Химия элементов. Неметаллы.................... 138 §32.Углерод и его неорганические соединения......... 138 §33. Кремний........................................ 147 § 34. Силикатные материалы.......................... 152 §35. Азот и его соединения.......................... 156 §36.Азотная кислота и нитраты...................... 162 § 37. Фосфор и его соединения....................... 165 § 38.Сера........................................... 172 §39.Серная кислота.................................. 180 §40. Галогены и их соединения....................... 184 § 41. Галогениды и галогеноводороды................. 189 §42. Галогены как простые вещества.................. 196 Ответы и решения......................................... 207 Русско-английский словарь для поиска информации по химии на англоязычных сайтах сети Интернет............208 Термины, изученные в 8 классе............................ 214 Обозначения условий проведения реакций..........221 Таблица растворимости + X 4- Л Z 0» < ГЫ 9 z (N u t- ГЫ CQ